Estructura Atmica de la Materia

1
Estructura Atómica de la Materia

• En un sólido, los átomos se encuentran en
  contacto entre sí y fuertemente ligados, de
  manera que su movimiento relativo es mínimo.
• 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.
• 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.

2

• 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.
• 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.

3
MODELOS ATÓMICOS

• Dalton (1803)
• Thomson (1897)
• Rutherford (1911)
• Bohr (1913)
• Modelo actual

4
Dalton(1803)

• Introduce la idea de la discontinuidad de la
  materia, es decir, esta es la primera teoría
  científica que considera que la materia está
  dividida en átomos.

5

• Sus Postulados
• 1. La materia está dividida en unas partículas
  indivisibles e inalterables, que se denominan
  átomos. Actualmente, se sabe que los átomos sí
  pueden dividirse y alterarse.
• 2. Todos los átomos de un mismo elemento son
  idénticos entre sí (presentan igual masa e
  iguales propiedades).
• 3. Los átomos de distintos elementos tienen
  distinta masa y distintas propiedades.
• 4. Los compuestos se forman cuando los átomos se
  unen entre sí, en una relación constante y
  sencilla.

6
Thomson(1897)

• Demostró la existencia de partículas cargadas
  negativamente, los electrones.
• Este descubrimiento lo realizó estudiando los
  rayos catódicos.

7
Rayos catódicos
ánodo
Tubo de descarga
10.000 voltios
gas
cátodo
Radiaciónelectrones
Sustancia fluorescente
8

• Thomson considera al átomo como una gran esfera
  con carga eléctrica positiva (intuyó la
  existencia de carga positiva en el átomo), en la
  cual se distribuyen los electrones como pequeños
  granitos (de forma similar a las pepitas de una
  sandía). 

9
Rutherford(1911)

• La experiencia de Rutherford,invalida en gran
  parte el modelo anterior y supone una revolución
  en el conocimiento de la materia.

10

• Rutherford introduce el modelo planetario, que es
  el más utilizado aún hoy en día. Considera que el
  átomo se divide en

- Un núcleo central, que contiene los protones y
neutrones (y por tanto allí se concentra toda la
carga positiva y casi toda la masa del átomo) .
- Una corteza, formada por los electrones, que
giran alrededor del núcleo en órbitas circulares,
de forma similar a como los planetas giran
alrededor del Sol.
- Los experimentos de Rutherford demostraron que
el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño
de todo el átomo el átomo está prácticamente
hueco.
11

• Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con
  partículas alfa (positivas, provenientes de la
  desintegración del Polonio)
• 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.

12
Bohr(1913)

• Bohr propuso un nuevo modelo atómico , a partir
  de los descubrimientos sobre la naturaleza de la
  luz y la energía.

13
Postulados

• 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.

14
Modelo Atómico
15
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.
16
REPASO

• 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.

17

• La forma aceptada para escribir el número atómico
  y el número másico de un elemento X es

18
DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA.

• Según modelo ACTUAL, los electrones se
  distribuyen en diferentes niveles, que llamaremos
  capas. Con un número máximo de electrones en cada
  nivel o capa.

19
Ejemplo

• Así , en un elemento como el potasio en estado
  neutro
• 19 K 19 protones 19 electrones 20 neutrones
• 1ªcapa 2e-
• 2ªcapa 8e-
• 3ªcapa 9e-

20

• Dentro de cada nivel ,existen además subniveles u
  orbitales con probabilidad de encontrarnos
  electrones.

21
(No Transcript)
22
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
23
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)...........Z8
1 s2 2 s2 p4 (2-6)
24
Ejemplo Sodio (Na)
Z11.........................11 electrones

• 1 s2 2 s2 2 p6 3 s1
• 1º nivel 2 electrones 
• 2º nivel 8 electrones
• 3º nivel 1 electrón
• En la tabla periódica podemos leer 2 - 8 - 1

25
Ejemplo Cloro (Cl)

• Z 17 .......................17 electrones

5

• 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p5
• 1º nivel 2 electrones
• 2º nivel 8 electrones
• 3º nivel 7 electrones
• En la tabla periódica podemos leer 2 - 8 - 7

26
EjemploHierro (Fe)

• Z 26
• 26 electrones

6
6
2

• 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p6 4 s2 3 d6
  ordenada 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4 s2
• 1º nivel 2 electrones
• 2º nivel 8 electrones
• 3º nivel 14 electrones
• 4º nivel 2 electrones
• En la tabla periódica podemos leer 2 - 8 14 - 2

27
EjemploYodo (I)

• Z 53
• 53 electrones

10
6
2
6
10
2
5

• 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p6 4 s2 3 d10 4 p6 5 s2 4
  d10 5 p5
• 1º nivel 2 electrones 2º
  nivel 8 electrones
• 3º nivel 18 electrones 4º
  nivel 18 electrones
• 5º nivel 7 electrones
• En la tabla periódica podemos leer 2 - 8 18
  18 - 7

28
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.

• Isótopos de carbono
• Isótopos de hidrógeno