Estructura atomica

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Estructura atomica

  1. 1. “ San Luis Rey”
  2. 2. Estructura Atómica de la Materia <ul><li>En un sólido , los átomos se encuentran en contacto entre sí y fuertemente ligados, de manera que su movimiento relativo es mínimo. </li></ul><ul><li>En los líquidos , en cambio, aunque los átomos también se hallan en contacto, no están fuertemente ligados entre sí, de modo que fácilmente pueden desplazarse, adoptando el líquido la forma de su recipiente. </li></ul><ul><li>Los átomos o las moléculas de los gases están alejados unos de otros, chocando frecuentemente entre sí, pero desligados, de manera que pueden ir a cualquier lugar del recipiente que los contiene. </li></ul>
  3. 3. <ul><li>El núcleo de cada átomo está formado a su vez por protones y neutrones. Los electrones tienen carga eléctrica negativa (e - ), los protones la misma, pero positiva (e + ), y los neutrones no tienen carga. Los núcleos son por consiguiente positivos. La fuerza fundamental que mantiene a los electrones unidos a su respectivo núcleo es la eléctrica; sabemos que cargas opuestas se atraen y cargas del mismo signo se repelen. </li></ul><ul><li>Los átomos normalmente son eléctricamente neutros , pues el número de electrones orbitales es igual al número de protones en el núcleo. A este número se le denomina número atómico (Z) y distingue a los elementos químicos. Ahora bien, los electrones orbitales se encuentran colocados en capas. </li></ul>
  4. 4. Modelo Atómico
  5. 5. Modelo Actual CORTEZA electrones. ÁTOMO protones. NÚCLEO neutrones. - Los electrones no describen orbitas definidas ,sino que se distribuyen en una determinada zona llamada ORBITAL . -En esta región la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta (95%) -Se distribuyen en diferentes niveles energéticos en las diferentes capas.
  6. 6. REPASO <ul><li>Número atómico (Z): </li></ul><ul><li>- Es el número de protones que tienen los núcleos de los átomos de un elemento. </li></ul><ul><li>- Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones. </li></ul><ul><li>- Como la carga del átomo es nula, el número de electrones será igual al número atómico. </li></ul><ul><li>Número másico o numero de masa (A): </li></ul><ul><li>Es la suma del número de protones y de neutrones. </li></ul>
  7. 7. <ul><li>La forma aceptada para escribir el número atómico y el número de masa de un elemento X es: </li></ul>
  8. 8. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA. <ul><li>Según modelo ACTUAL , los electrones se distribuyen en diferentes niveles, que llamaremos capas. Con un número máximo de electrones en cada nivel o capa. </li></ul>Nivel o capa n Numero máximo de electrones 1 2 2 8 3 18 4 32 5 32
  9. 9. Ejemplo <ul><li>Así , en un elemento como el potasio en estado neutro: </li></ul><ul><li>19 K 19 protones; 19 electrones; 20 neutrones </li></ul><ul><li>1ªcapa : 2e - </li></ul><ul><li>2ªcapa : 8e - </li></ul><ul><li>3ªcapa : 9e - </li></ul>
  10. 10. <ul><li>Dentro de cada nivel ,existen además subnivel es u orbitales con probabilidad de encontrarnos electrones. </li></ul>Nivel Max de e - Subnivel u orbitales Max de e - 1 2 s 2 2 8 s 2 p 6 3 18 s 2 p 6 d 10 4 32 s 2 p 6 d 10 f 14 5 32 s 2 p 6 d 10 f 14 6 18 s 2 p 6 d 10
  11. 12. El orden de ocupación de los subniveles del átomo por los electrones es de menos a más energía: DIAGRAMA DE LLENADO DE LOS NIVELES ENERGÉTICOS 6 2 7 18 10 6 2 6 32 14 10 6 2 5 32 14 10 6 2 4 18 10 6 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  12. 13. Al escribir la configuración electrónica de un elemento se pone primero el número de nivel y después el subnivel con el número de electrones que lo ocupan. Por ejemplo: el Oxígeno (O)...........Z=8 1 s 2 2 s 2 p 4 (2-6) Nº de electrones en el nivel 1 Nº de electrones en el nivel 2
  13. 14. Ejemplo : Sodio (Na) <ul><li>1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 </li></ul><ul><li>1º nivel: 2 electrones;  </li></ul><ul><li>2º nivel: 8 electrones; </li></ul><ul><li>3º nivel : 1 electrón; </li></ul><ul><li>En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 1 </li></ul>Z=11.........................11 electrones 7 18 6 32 5 32 4 18 1 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  14. 15. E jemplo : Cloro (Cl) <ul><li>1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2   3 p 5 </li></ul><ul><li>1º nivel: 2 electrones </li></ul><ul><li>2º nivel: 8 electrones </li></ul><ul><li>3º nivel: 7 electrones </li></ul><ul><li>En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7 </li></ul><ul><li>Z= 17 .......................17 electrones </li></ul>5 7 18 6 32 5 32 4 18 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  15. 16. E jemplo : Hierro (Fe) <ul><li>Z= 26 </li></ul><ul><li>26 electrones </li></ul><ul><li>1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2   3 p 6 4 s 2 3 d 6 ordenada: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 6 4 s 2 </li></ul><ul><li>1º nivel: 2 electrones </li></ul><ul><li>2º nivel: 8 electrones </li></ul><ul><li>3º nivel: 14 electrones </li></ul><ul><li>4º nivel: 2 electrones </li></ul><ul><li>En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 – 14 - 2 </li></ul>6 2 6 7 18 6 32 5 32 4 18 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  16. 17. E jemplo : Yodo (I) <ul><li>Z= 53 </li></ul><ul><li>53 electrones </li></ul><ul><li>1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2   3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 6 5 s 2 4 d 10 5 p 5 </li></ul><ul><li>1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones </li></ul><ul><li>3º nivel: 18 electrones 4º nivel: 18 electrones </li></ul><ul><li>5º nivel: 7 electrones </li></ul><ul><li>En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 – 18 – 18 - 7 </li></ul>6 10 2 6 10 2 5 7 18 6 32 5 32 4 18 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  17. 18. ISÓTOPOS. <ul><li>Isótopos de carbono: </li></ul><ul><li>Isótopos de hidrógeno: </li></ul><ul><li>Átomos que tienen el mismo número atómico , pero diferente número másico . </li></ul><ul><li>Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo . </li></ul>

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