Q-Estructura del átomo-power point

(1)

1

1 El experimento de Rutherford

E. Rutherford y su discípulo Geiger lanzaron rayos “alfa” contra una delgada lámina de oro y analizaron el resultado.

Pantalla de centelleo

Fuente de partículas 

Lámina de oro

Comprobaron que sólo unas pocas partículas sufrían desviación o eran

devueltas.

Átomos de oro

(2)

1

2 Modelo atómico nuclear

Rutherford propuso un modelo de átomo que explicaba los resultados de su experiencia, el modelo atómico nuclear.

• El átomo está constituido por un núcleo central que concentra la carga positiva y casi toda la masa del átomo.

• En la corteza están los electrones, con carga negativa, girando en órbitas concéntricas alrededor del núcleo.

• El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el tamaño de todo el átomo, y además, entre el núcleo y la corteza hay espacio vacío.

Electrón

(3)

1

3 El núcleo atómico

El núcleo es la parte central del átomo y en él está concentrada la casi totalidad de la masa del mismo.

Son partículas con carga eléctrica positiva y con una masa que equivale

aproximadamente a la unidad de masa atómica

Son partículas con carga eléctrica positiva y con una masa que equivale

aproximadamente a la unidad de masa atómica

Protón _Neutrón

PROTONES

NEUTRONES

Son partículas sin carga eléctrica y con una masa semejante a la del protón.

Las fuerzas nucleares se ejercen entre partículas situadas a muy corta distancia (así están los protones y neutrones del núcleo), y son capaces de estabilizar al núcleo ya que tienen una intensidad mucho mayor que las fuerzas repulsivas de tipo eléctrico entre los protones.

(4)

Es la suma del número de protones y el número de neutrones que tiene un átomo. Es el número de protones que tiene un átomo (coincide con el número de electrones si el átomo es neutro)

1

4 Número atómico y número másico

Para definir la estructura de un átomo se utilizan dos conceptos:

EL NÚMERO ATÓMICO (Z)

EL NÚMERO MÁSICO (A)

X

A

Z

Estos números se representan a la izquierda del símbolo

químico del elemento X.

Los átomos del mismo elemento (con igual número atómico) y distinto número másico reciben el nombre de isótopos.

H

1

H

2

1

H

3 1

Protio Deuterio Tritio

(5)

1

5 El modelo atómico de Bohr

En 1913 Niels Bohr propuso un nuevo modelo para el átomo de hidrógeno en forma de postulados.

Los electrones giran en órbitas

circulares en torno al núcleo debido a la atracción eléctrica protón-electrón.

El electrón sólo puede ocupar determinadas órbitas o niveles

energéticos. Estos niveles se designan como n = 1, 2, 3…

El electrón, moviéndose en su órbita no pierde energía. Si pasa de una órbita externa a otra interna desprende

energía. Para la transición contraria la absorbe.

Energía

Electrón

Núcleo

Órbitas

n =1

(6)

1

6 La corteza atómica

Actualmente se habla de probabilidades y “nube electrónica” para describir la corteza atómica.

Se ha ampliado el número de niveles energéticos considerando subniveles dentro de cada nivel, donde cabe un número determinado de electrones.

N

IV

E

L

D

E

N

E

R

G

ÍA

SUBNIVELES

n=1

n=2

n=3

n=4

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

Nº de electrones en cada subnivel

2 6 10 14

Un orbital es aquella región del espacio donde hay más probabilidad de encontrar al electrón.

Los cuatro tipos de orbitales se designan con las letras

(7)

1

7 Forma de algunos orbitales

NÚCLEO

Orbital S

Orbital D

Orbital P

(8)

1

8 Configuración electrónica

Elemento

Configuración electrónica

Litio

Sodio

En los átomos con varios electrones, los electrones llenan los subniveles empezando por los de menor energía y siguiendo un orden creciente de energía, hasta que cada uno de ellos se completa.

Observa que el subnivel 3d se llena después del 4s a pesar de pertenecer a un nivel inferior.

(9)

1

9 El sistema periódico: periodos y grupos

Tras sucesivos intentos de clasificación de los elementos químicos, estos han quedado ordenados según sus propiedades y su estructura atómica.

En un periodo, cada elemento tiene un protón y un electrón más que el anterior

Los elementos de propiedades químicas parecidas se colocan en un grupo o columna.

(10)

(11)

1

11 El sistema periódico

58

Ce

140,12 Cerio Lantánidos 6 71

Lu

174,97 Lutecio 70

Yb

173,04 Iterbio 69

Tm

168,93 Tulio 67

Ho

164,93 Holmio 66

Dy

162,50 Disprosio 68

Er

167,26 Erbio 65

Tb

158,93 Terbio 63

Eu

151,96 Europio 62

Sm

150,35 Samario 64

Gd

157,25 Gadolinio 61

Pm

(145) Promecio 59

Pr

140,91 Praseodi mio 60

Nd

144,24 Neodimio 90

Th

232,04 103

Lr

(260) 102

No

(255) 101

Md

(258) 99

Es

(254) 98

Cf

(251) 100

Fm

(257) 97

Bk

(247) 95

Am

20,18(243 94

Pu

(244) 96

Cm

(247) 93

Np

237 91

Pa

(231) 92

U

238,03 Actínidos 7

17

Cl

35,45 Cloro 53

I

126,90 Yodo 85

At

(210) Astato 9

F

18,99 Flúor 35

Br

79,90 Bromo 18

Ar

39,95 Argón 54

Xe

131,30 Xenón 86

Rn

(222) Radón 10

Ne

20,18 Neón 2

He

4,003 Helio 36

Kr

83,80 Criptón 14

Si

28,09 Silicio 6

C

12,01 Carbono 50

Sn

118,69 Estaño 82

Pb

207,19 Plomo 32

Ge

72,59 Germani o 12

Mg

24,31 Magnesio 4

Be

9,01 Berilio 88

Ra

(226) Radio 38

Sr

87,62 Estroncio 56

Ba

137,33 Bario 20

Ca

40,08 Calcio 11

Na

22,99 Sodio 3

Li

6,94 Litio 87

Fr

(223) Francio 37

Rb

85,47 Rubidio 55

Cs

132,91 Cesio 19

K

39,10 Potasio 89

Ac

(227) Actinio 39

Y

88,91 Itrio 57

La

138,91 Lantano 21

Sc

44,96 Escandio 109

Mt

(266) Meitnerio 108

Hs

(265) Hassio 106

Sg

(263) Seaborgi o 105

Db

(262) Dubnio 107

Bh

(262) Bohrio 104

Rf

(261) Rutherfor dio 48

Cd

112,40 Cadmio 80

Hg

200,59 Mercurio 46

Pd

106,4 Paladio 78

Pt

195,09 Platino 45

Rh

102,91 Rodio 77

Ir

192,22 Iridio 47

Ag

107,87 Plata 79

Au

196,97 Oro 44

Ru

101,07 Rutenio 76

Os

190,2 Osmio 42

Mo

95,94 Molibden o 74

W

183,85 Wolframi_o 41

Nb

92,91 Niobio 73

Ta

180,95 Tántalo 43

Tc

(97) Tecnecio 75

Re

186,21 Renio 40

Zr

91,22 Circonio 72

Hf

178,49 Hafnio 30

Zn

65,38 Zinc 28

Ni

58,70 Niquel 27

Co

58,70 Cobalto 29

Cu

63,55 Cobre 26

Fe

55,85 Hierro 24

Cr

54,94 Cromo 23

V

50,94 Vanadio 25

Mn

54,94 Mangane so 22

Ti

20,18 Titanio 15

P

30,97 Fósforo 7

N

14,01 Nitrógen o 51

Sb

121,75 Antimoni o 83

Bi

208,98 Bismuto 33

As

74,92 Arsénico 16

S

32,07 Azufre 84

Po

(209) Polonio 8

O

16,00 Oxígeno 34

Se

78,96 Selenio 52

Te

127,60 Telurio 13

Al

26,98 Aluminio 5

B

10,81 Boro 49

In

114,82 Indio 81

Tl

204,37 Talio 31

Ga

69,72 Galio

Metales No metales

4 3 2 7 5 6 1 17 16 18 15 13 14 12 10 9 11 8 6 5 7 4 2 1 3 VII A VI A noblesGases V A

III A IV A II B

I B VI B

V B VII B

IV B II A

I A III B VIII

Periodo G ru p o 1

H

1,008 Hidrógen o Nombre Masa atómica Número atómico

SímboloNegro - sólido

Azul - líquido

Rojo - gas

Violeta - artificial Metales

(12)

1

12 Estructura electrónica

(13)

1

13 Electrones de valencia

Todos los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en su última capa, son los electrones de valencia.

(14)

1

14 Propiedades periódicas de los elementos: tamaño

de los átomos

Para comparar el tamaño de los átomos de los elementos químicos, relacionamos entre sí a aquellos que forman parte de un mismo grupo y también a los que están en el mismo periodo.

En general, dentro de un grupo el tamaño de los átomos aumenta al

descender en el grupo .

–

+

–

+

En un mismo período, el mayor volumen corresponde a los elementos alcalinos, y disminuye paulatinamente al avanzar en el

período hasta llegar a los halógenos.

Los electrones de valencia están en el mismo nivel mientras que el número de protones aumenta y estos electrones serán

atraídos por el núcleo con mayor fuerza. El número de

capas aumenta y los

electrones se encuentran cada vez más

(15)

1

15 Propiedades periódicas de los elementos:

electronegatividad

La electronegatividad es la capacidad que tienen los átomos de atraer electrones cuando se unen con otros átomos.

En un mismo grupo la electronegatividad

–

+

–

+

Dentro de un mismo período, la electronegatividad aumenta hacia la derecha.

El nivel energético es el mismo pero aumenta la carga del núcleo. Disminuyen

los niveles energéticos y

la atracción por los electrones es

(16)

1

16 Propiedades periódicas de los elementos:

reactividad

La

reactividad química

es la

tendencia que tiene un elemento a reaccionar con otros .

En un grupo la reactividad química

de los metales aumenta hacia abajo.

–

+

–

+

En un período la reactividad de los metales aumenta de

derecha a izquierda.

La reactividad de los no metales aumenta de abajo a arriba en

los grupos y de izquierda a derecha

en los períodos.