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Tema - El Átomo

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Historia del átomo. Particulas subatómicas. Configuración Electrónica. Tablas atómicas.

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Tema - El Átomo

  1. 1. EL ÁTOMO - Modelos Atómicos Modelo de Dalton Modelo de Thomson Modelo de Bohr Profesor.- Juan Sanmartín Física y Química Recursos subvencionados por el…
  2. 2. ¿Cómo está formada la materia en su interior? Desde los tiempos de la antigua Grecia ,los pensadores venían haciéndose esta pregunta, acerca de cómo estaba constituida la materia en su interior. Demócrito (Siglo V a.c.) introduce el término de átomo como la parte mas pequeña de la materia.
  3. 3. MODELO ATÓMICO DE DALTON En 1808 Dalton enunció su teoría atómica. Dalton imaginaba los átomos como esferas macizas indivisibles. El modelo de Dalton no dice nada sobre la constitución interna del átomo porque en su época no se habían descubierto las partículas que lo constituyen.
  4. 4. Evolución en el estudio de la materia. PRINCIPIOS FUNDAMENTALES DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON: I. Trataba de explicar las leyes de la época sobre la composición de las sustancias (leyes ponderales). II. La materia está constituida por pequeñas partículas separadas e indivisibles llamadas átomos. III. Todos los átomos de un elemento son iguales en masa y propiedades. La sustancia que tiene todos los átomos iguales es un elemento.
  5. 5. TEORÍAATÓMICA DE DALTON (1766-1844). PRINCIPIOS FUNDAMENTALES DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON: IV. Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y propiedades. V. Los átomos de elementos distintos pueden unirse en cantidades fijas para originar compuestos VI. Los átomos de cada clase suele estar en una relación numérica constante. VII. Los “átomos compuestos” tienen la misma masa e idénticas propiedades.
  6. 6. En 1808 la Teoría Atómica de Dalton proporcionó una base para interpretar el comportamiento de las sustancias en las reacciones químicas. Con el tiempo, los científicos descubrieron hechos que indicaban que el átomo a su vez estaba constituido por diversas partículas más pequeñas llamadas subatómicas
  7. 7. CRITICA A LA TEORIA DE DALTON ¿Átomos indivisibles? ¿Átomos de un mismo elemento idénticos en masa y propiedades? ¿Átomos-compuestos?
  8. 8. AVANCES EN EL ESTUDIO DE LA MATERIA En la última década del siglo XIX y comienzos del XX se precipitaron una serie de descubrimientos que dejaron en evidencia la teoría de la indivisibilidad atómica. Estos descubrimientos dieron lugar a los diferentes modelos atómicos.
  9. 9. MODELO DE THOMSON (1897). I. Se basó en su experiencia ,con el tubo de descarga. II. En el interior existe un gas sometido a una diferencia de potencial. III. Desde polo negativo (cátodo) se emite una radiación hacia el polo positivo (ánodo). IV. La radiación es emitida por el gas
  10. 10. V. Si la radiación viaja en sentido del cátodo(-) al ánodo(+),su naturaleza será NEGATIVA. VI. Además estará formada por partículas discretas al terminar impactando en forma de chasquidos en la placa del final del tubo. VII. Se había descubierto una partícula constitutiva de la materia EL ELECTRÓN.
  11. 11. En 1897 el físico británico Joseph J. Thomson (1856 – 1940) demostró que en el interior de los átomos hay partículas diminutas, con carga eléctrica negativa a las que denominó electrones. Como la materia es eléctricamente neutra, Thomson consideró que el átomo debía ser una esfera maciza de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. Se trata de un modelo estático y no nuclear en el que los átomos pueden perder electrones, con lo que justificaba fenómenos como la electrización. Modelo atómico de Thomson Electrones Carga negativa Materia Carga positiva
  12. 12. En base a su experiencia desarrolla su modelo del átomo de la siguiente forma: • El átomo posee partículas negativas llamada electrones. • Intuía ,dada la neutralidad de la materia, la existencia de carga positiva en el átomo. Por tanto, anuncia que el átomo es “UNA ESFERA MACIZA CARGADA POSITIVAMENTE Y EN SU INTERIOR SE DISTRIBUYEN LOS ELECTRONES” Simil: sandía (pepitas=electrones fruto=átomo cargado positivamente) Electrones Carga negativa Materia Carga positiva Modelo atómico de Thomson
  13. 13. Descubrimiento del Protón. En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein, empleando un tubo catódico con un cátodo perforado, descubrió una nueva radiación, que fluía por los orificios del cátodo en dirección opuesta a la de los rayos catódicos. Se le denominó "rayos canales". Puesto que los rayos canales se mueven en dirección opuesta a los rayos catódicos de carga negativa , ésta era de naturaleza positiva.
  14. 14. MODELO DE RUTHERFORD. REVOLUCION EN LA CONCEPCIÓN ATÓMICA DE LA MATERIA. La experiencia de Ernest Rutherford , y posteriormente la presentación de su modelo ,invalida en gran parte el modelo anterior y supone una revolución en el conocimiento intimo de la materia.
  15. 15. Experiencia de RUTHERFORD. Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de Helio, provenientes de la desintegración del Polonio) Observó que la mayor parte de las partículas que atravesaban la lámina seguían una línea recta o se desviaban un ángulo muy pequeño de la dirección inicial. Solamente, muy pocas partículas se desviaban grandes ángulos, lo que contradecía el modelo atómico propuesto por Thomson. Rutherford supuso que dichas desviaciones provenían de una única interacción entre la partícula proyectil y el átomo. Mineral de Polonio Plomo
  16. 16. Experiencia de RUTHERFORD. Mineral de Polonio Plomo Lámina de oro La mayoría de las partículas alfa atravesaba la lámina de oro sin desviarse. Una de cada 10 000 partículas alfa rebotaba al llegar a la lámina y volvía hacia atrás. Una pequeña proporción de partículas alfa atravesaba la lámina, pero sufrían una leve desviación. Las partículas alpha son núcleos de helio
  17. 17. MODELO DE RUTHERFORD Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío El rebote de las partículas indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa de la masa. Partículas α
  18. 18. MODELO DE RUTHERFORD. Podemos mencionar que el modelo de Rutherford ofrecía las siguientes afirmaciones: • El átomo esta constituido por una parte central a la que se le llama núcleo y la que se encuentra concentrada casi toda la masa del núcleo y toda la carga positiva. • En la parte externa del átomo se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con el resto del átomo, esta está formada por los electrones que contenga el átomo. • Los electrones giran a gran velocidad en torno al núcleo, en orbitas circulares. • El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo, aproximadamente 10000 veces menor
  19. 19. INVALIDACION DEL MODELO DE THOMSON EN BASE A LA EXPERIENCIA DE RUTHERFORD. Partículas α Partículas α
  20. 20. En 1911 el físico neozelandés Ernest Rutherford (1871- 1937) demostró que los átomos no son macizos, sino que están vacios en su mayor parte. En su experiencia, Rutherford dedujo que en el centro del átomo hay un diminuto corpúsculo, al que llamó núcleo, en el que se encuentran las partículas de carga positiva, los protones. Además, Rutherford ya intuyó la presencia de neutrones en el núcleo. El modelo presenta un átomo dinámico y nuclear, en el que los electrones, en igual número que los protones, giran alrededor del núcleo en órbitas circulares.
  21. 21. MODELO DE BOHR. Niels Bohr(1885-1962) propuso un nuevo modelo atómico, a partir de los descubrimientos sobre la naturaleza de la luz y la energía. Los electrones giran en torno al núcleo en niveles energéticos bien definidos. Cada nivel puede contener un número máximo de electrones. Es un modelo precursor del actual.
  22. 22. Descubrimiento del neutrón. • Investigando las diferencias entre el número de protones y la masa del átomo ,descubrió una nueva partícula: EL NEUTRÓN. • Poseen masa similar al protón. • Sin carga eléctrica. • El neutrón permite explicar la estabilidad de los protones en el núcleo del átomo, manteniéndolos “unidos”, y por tanto justificando la no repulsión de estos en dicho núcleo, a pesar de poseer el mismo signo de carga (+).
  23. 23. A partir de los descubrimiento sobre la naturaleza de la luz y la energía, en 1913, el físico danés Niels Bohr (1885 – 1962) propuso un nuevo modelo atómico. Para Bohr los electrones giran en torno al núcleo en orbitas circulares de radios definidos. No todas las orbitas son posibles: existen órbitas permitidas y otras prohibidas. En cada una de estas órbitas sólo puede haber un número dado de electrones, con una energía determinada en cada caso Niveles energéticos Núcleo
  24. 24. El descubrimiento de una nueva partícula fundamental en el núcleo por parte de James Chadwick (1891 – 1974), el neutrón, cuya masa es similar a la del protón y sin carga eléctrica, completó la descripción del modelo atómico desarrollado a lo lardo del siglo XX. Tenemos así que el átomo tiene dos partes bien diferenciadas: el núcleo y la corteza. Núcleo (protones + neutrones) Corteza (electrones (e-)
  25. 25. Tamaño de un partícula Para que os hagáis una idea del tamaño de una partícula, protón o neutrón, pensad que: Que un protón es a una persona… Lo que una persona al planeta Tierra
  26. 26. Modelo actual. • 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. Átomo Núcleo Protones Neutrones Corteza Electrones
  27. 27. NUMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO. Número atómico (Z): – Es el número de protones que tienen los núcleos de los átomos de un elemento. – Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones. – Como la carga del átomo es nula, el número de electrones será igual al número atómico. Número másico (A): Es la suma del número de protones y de neutrones.
  28. 28. Tabla: Número Z, A… A (número Másico) Definiciones Núcleo (protones + neutrones) Corteza (electrones (e-) Z (protones (p+)) + N (neutrones) Z (número Atómico)= protones A = Z + N N = A - Z
  29. 29. El conocimiento del número atómico Z, permite establecer una nueva definición de elemento químico. Elemento químico es toda sustancia cuyos átomos tienen todos el mismo número atómico. En el Sistema Periódico actual los elementos están dispuestos en orden creciente de su número atómico. Numero atómico y másico. La forma aceptada para denotar el numero atómico Z y el numero másico A de un elemento X es: NaX 23 11 A Z 
  30. 30. ISÓTOPOS. Átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. C13 6 Isótopos de carbono: Isótopos de hidrógeno: La forma más común es el hidrógeno, que no tiene neutrones en su núcleo. C21 6 H3 1H2 1H1 1 Isótopos son las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.
  31. 31. Los isótopos son átomos que pertenecen al mismo elemento, pero se diferencian en el número de neutrones y por tanto tienen distinto número másico. Los isótopos del hidrógeno son… H3 1H2 1H1 1 Hidrógeno Deuterio Tritio protón neutrón
  32. 32. IONES. Los átomos pueden a su vez perder o ganar electrones para estabilizarse. Cuando un átomo gana electrones, adquiere un exceso de carga negativa. Formando un ión negativo o anión ,que se representa como : X- Cuando un átomo pierde electrones , tiene defecto de carga negativa .O más carga positiva que negativa. Formando un ión positivo o catión: X+
  33. 33. IONES Un ión es un átomo o grupo de átomos cargados eléctricamente, bien porque han perdido electrones, o bien porque los han ganado. La carga del ión es la diferencia entre el número de protones y electrones del átomo. Clases de iones: 1. Cationes: iones positivos, porque el átomo ha perdido electrones. Ejemplo: 2. Aniones: iones negativos, porque el átomo ha ganado electrones. Ejemplo:  Na23 11 216 8 O
  34. 34. Iones Catión número de electrones < número de protones Ej: Ca2+ tiene dos electrones menos que protones Átomo neutro número de protones = número de electrones Anión número de electrones > número de protones Ej: Cl1- tiene un electrón más que protones
  35. 35.                   n e p Fe n e p Fe catión 30 24 26 30 26 26 256 26 56 26 IONES. Átomo de Hierro Catión de Hierro
  36. 36. Especie Química Número Atómico (Z) Protones Electrones Neutrones Número Másico (A) Catión o Anión Ca+2 18 40 W 110 184 Nd 60 144 Y 39 49 N+3 7 14 Po-2 86 126 Tabla atómica.
  37. 37. Especie Química Número Atómico (Z) Protones Electrones Neutrones Número Másico (A) Catión o Anión Ca+2 20 20 18 20 40 Catión W 74 74 74 110 184 - Nd 60 60 60 84 144 - Y 39 39 39 49 88 - N+3 7 7 4 7 14 Catión Po-2 84 84 86 126 210 Anión Tabla atómica. Solución
  38. 38. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA. Según modelo fijado en nuestro trabajo, los electrones se distribuyen en diferentes niveles, que llamaremos capas. Con un número máximo de electrones en cada nivel o capa. Nivel Numero máximo de electrones 1 2 2 8 3 18 4 32 5 32
  39. 39. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA. Así , en un elemento como el potasio en estado neutro: 17 protones; 17 electrones; 18 neutrones 1ªcapa : 2 e- 2ªcapa : 8 e- 3ªcapa : 7 e- Cloro Cl35 17
  40. 40. DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA (CONTINUACIÓN.) Hemos visto como los átomos se distribuyen en niveles o capas de energía. Dentro de cada nivel ,existen además subniveles con probabilidad de encontrarnos electrones. Nivel Max de e- subnivel Max de e- 1 2 s 2 2 8 s 2 p 6 3 18 s 2 p 6 d 10
  41. 41. Nivel Max de e- subnivel Max de e- 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
  42. 42. REGLA NEMOTÉCNICA 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f Siendo el orden de llenado de los orbitales o subniveles: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s… Y los orbitales s 2 p 6 d 10 f 14
  43. 43. f7d7p7s7 f6d6p6s6 f5d5p5s5 f4d4p4s4 d3p3s3 p2s2 s1 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 2 5s 10 4d 6 5p 2 6s 14 f4 6 p610 5d 2 7s 4 5f 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 2 5s 10 4d 6 5p 2 6s 14 f4 6 p610 5d 92e 14692238n 92p neutro       Rn Configuración Electrónica - - - - 14ef 10ed 6ep 2es      Rn 2 7s 4 5f Entonces la configuración abreviada de Uranio será… Uranio U238 92 Configuración abreviada. Sabiendo que la configuración del Gas Noble anterior es el Radón Q Nivel
  44. 44. f7d7p7s7 f6d6p6s6 f5d5p5s5 f4d4p4s4 d3p3s3 p2s2 s1 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 2 5s 10 4d 6 5p 2 6s 14 f4 2 p610 5d 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 2 5s 10 4d 6 5p 82e 12582207n 82p neutro       Xe Configuración Electrónica - - - - 14ef 10ed 6ep 2es      Xe 14 4f 10 5d La configuración abreviada de Plomo será… Plomo Pb207 82 Configuración abreviada. Sabiendo que la configuración del Gas Noble anterior es Xenón P Nivel 2 6p2 6s
  45. 45. f7d7p7s7 f6d6p6s6 f5d5p5s5 f4d4p4s4 d3p3s3 p2s2 s1 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 2 5s 2 4d 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 40e 514091n 40p neutro       Kr Configuración Electrónica - - - - 14ef 10ed 6ep 2es      Kr 2 5s 2 4d La configuración abreviada de Circonio será… Circonio Zr91 40 Configuración abreviada. Sabiendo que la configuración del Gas Noble anterior es el Kriptón O Nivel
  46. 46. Formación de iones más probables. • Un ión perderá o ganará electrones , hasta que se estabilice. • La forma más común de estabilización es la de formar estructuras electrónicas de gas noble. • ¿PORQUÉ DE GAS NOBLE? Los gases nobles son los elementos que menos tienden a perder o ganar electrones ,no reaccionan apenas, solo bajo condiciones extremas. Por tanto todos los átomos tienden a adquirir una estructura electrónica similar a la de estos.
  47. 47. Formación de iones más probables. • Porque buscan lograr la estabilidad, como la piedra que cae rodando por una montaña logra su estabilidad cuando se detiene, cada elemento de la tabla periódica logra su estabilidad cuando adquiere la estructura electrónica del gas noble(último grupo del S.P.) más cercano. • Quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones. • Excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones. • Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO
  48. 48. f7d7p7s7 f6d6p6s6 f5d5p5s5 f4d4p4s4 d3p3s3 p2s2 s1 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 36e 453580n 35p )anión(1        Kr Configuración Electrónica - - - - 14ef 10ed 6ep 2es          1 BrKr La configuración abreviada de Bromo será… Bromo 180 35Br Configuración abreviada. Sabiendo que la configuración del Gas Noble siguiente es…… N Nivel
  49. 49. f7d7p7s7 f6d6p6s6 f5d5p5s5 f4d4p4s4 d3p3s3 p2s2 s1 2 1s 2 2s 6 2p 2 1s 2 2s 6 2p 10e 141327n 13p )catión(3        He Configuración Electrónica - - - - 14ef 10ed 6ep 2es        HeAl3  La configuración abreviada de Aluminio será… Aluminio 327 13 Al Configuración abreviada. Sabiendo que la configuración del Gas Noble (Helio) anterior es…… L Nivel
  50. 50. f7d7p7s7 f6d6p6s6 f5d5p5s5 f4d4p4s4 d3p3s3 p2s2 s1 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 2 5s 7 4d 2 1s 2 2s 6 2p 2 3s 6 3p 2 4s 6 4p10 3d 2 5s 10 4d 6 5p 2 6s 14 f4 6 p610 5d 2 7s 14 5f 10 6d 46e 6147108n 47p )catión(1        Ne Configuración Electrónica - - - - 14ef 10ed 6ep 2es      Kr 2 5s 7 4d La configuración abreviada del Catión Plata será… Plata 1108 47 Ag Configuración abreviada. Sabiendo que la configuración del Gas Noble anterior es…… K Nivel
  51. 51. Fin Busca enlaces a otras páginas relacionadas con el tema en… www.juansanmartin.net

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