modelos
DESCRIPTION
Modelos y propiedades atómicasTRANSCRIPT
ESTRUCTURA ATÓMICA
ESTRUCTURA ATÓMICA
Química 4º ESO
John Dalton John Dalton Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de un mismo elemento debían tener la misma masa.
Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir:
La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles e indestructibles.
Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica.
Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar compuestos.
Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga.
Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los gases.
Joseph John Thomson (1856-1940)Joseph John Thomson (1856-1940)
Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa. En 1906 le fue concedido el premio Nóbel por sus trabajos.
Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6 * 10 -19 culombios.
La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J.J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la compresión actual de la estructura atómica.
El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estudio de las descargas eléctricas en gases.
Tubo de rayos catódicos utilizado por Thomson
Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien definido sobre el vidrio, este punto puede desviarse mediante campos eléctricos o magnéticos.
Thomson define así su modelo de átomo :
Considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma si-milar a las semillas en una sandía)
Modelo atómico de ThomsonModelo atómico de Thomson
Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones.
Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizó Rutherford entre 1909-1911.
Ernest Rutherford, (1871-1937)
Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de Química en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos.
Ernest Rutherford, (1871-1937)
Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de Química en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos.
Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados.
Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo.
Experimento para determinar la constitución del átomo
Experimento para determinar la constitución del átomo
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque la mayor parte del espacio
de un átomo es espacio vacío.
Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).
Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.
El modelo del átomo de RUTHERFORD: con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor.
El Modelo Atómico de Rutherford quedó así:El Modelo Atómico de Rutherford quedó así:
- Todo átomo está formado por un núcleo y corteza.
- El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño tamaño, formado por un número de protones igual al NÚMERO ATÓMICO, donde se concentra toda la masa atómica.
- Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza donde se mueven los electrones.
NÚMERO ATÓMICO= número de protones del núcleo que coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.
NÚMERO ATÓMICO= número de protones del núcleo que coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.
Partícula
Carga
Masa
PROTÓN p+
+1 unidad electrostática de carga = 1,6. 10-19 C
1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10-27kg
NEUTRON n
0 no tiene carga eléctrica, es neutro
1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10-27 kg
ELECTRÓN e-
-1 unidad electrostática de carga =-1,6. 10-19C
Muy pequeña y por tanto despreciable comparada con la de p+ y n
p11
n10
e01
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones son los responsables de las propiedades químicas.
Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones son los responsables de las propiedades químicas.
NÚCLEO = Zona central del átomo donde se encuentran protones y neutrones
CORTEZA =Zona que envuelve al núcleo donde se encuentran moviéndose los electrones
NÚCLEO = Zona central del átomo donde se encuentran protones y neutrones
CORTEZA =Zona que envuelve al núcleo donde se encuentran moviéndose los electrones
En 1932 el inglés Chadwik al bombardear átomos con partículas observó que se emitía una nueva partícula sin carga y de masa similar al protón, acababa de descubrir el NEUTRÓN
En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones.
NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico.
NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico.
NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo.NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo.
ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número másico(A).
ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número másico(A).
Un átomo se representa por:
Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúscula que derivan de su nombre. Ca , H , Li, S, He....
Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda.
Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda.
EAZIONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o perdido electrones. Pueden ser: CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones. ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.
IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o perdido electrones. Pueden ser: CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones. ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.
Sólo son posibles ciertas órbitas llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía
Un electrón puede saltar de una órbita a la siguiente si gana energía o volver a la que estaba si pierde esa misma cantidad de energía.
MODELO ATÓMICO DE BÖHRMODELO ATÓMICO DE BÖHR
Niveles permitidos según el modelo de Bohr
(para el átomo de hidrógeno)Niveles permitidos según el modelo de Bohr
(para el átomo de hidrógeno)
n = 1 E = –21,76 · 10–19 J
n = 2 E = –5,43 · 10–19 J
n = 3 E = –2,42 · 10–19 J
En
ergí
a
n = 4 E = –1,36 · 10–19 Jn = 5 E = –0,87 · 10–19 Jn = E = 0 J
MODELO ACTUALMODELO ACTUAL
El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales.
ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA
ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA
Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos:• 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)• 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–) • 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)• Y así sucesivamente…
s2
p6
d10
f14
s2
p6
d10
f14
FORMA DE LOS ORBITALESFORMA DE LOS ORBITALES
1 s
2 s
3 s
2 p
3 p
4 fE
nerg
ía
4 s4 p 3 d
5 s
5 p4 d
6s
6 p5 d
n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s = n = ; l = ; m = ; s =
ORDEN EN QUE SE RELLENAN LOS ORBITALES
ORDEN EN QUE SE RELLENAN LOS ORBITALES
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital .
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital .
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4d 4p 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p
LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO ATÓMICO, como es el número de protones pero coincide con el de electrones cuando el átomo es neutro, la tabla periódica queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los diferentes elementos.
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares
estén juntos. El resultado final el sistema periódicosistema periódico
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares
estén juntos. El resultado final el sistema periódicosistema periódico
Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z)
GRUPOS
a las columnas de la tabla
PERÍODOS
a las filas de la tabla
Se denominan
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares
58
Ce140,12Cerio
Lantánidos 6 71
Lu174,97Lutecio
70
Yb173,04Iterbio
69
Tm168,93Tulio
67
Ho164,93Holmio
66
Dy162,50
Disprosio
68
Er167,26Erbio
65
Tb158,93Terbio
63
Eu151,96
Europio
62
Sm150,35
Samario
64
Gd157,25
Gadolinio
61
Pm(145)
Promecio
59
Pr140,91
Praseodimio
60
Nd144,24
Neodimio
90
Th232,04Torio
103
Lr(260)
Laurencio
102
No(255)
Nobelio
101
Md(258)
Mendelevio
99
Es(254)
Einstenio
98
Cf(251)
Californio
100
Fm(257)
Fermio
97
Bk(247)
Berquelio
95
Am20,18(243
)Americio
94
Pu(244)
Plutonio
96
Cm(247)Curio
93
Np237
Neptunio
91
Pa(231)
Protoactinio
92
U238,03Uranio
Actínidos 7
17
Cl35,45Cloro
53
I126,90Yodo
85
At(210)
Astato
9
F18,99Flúor
35
Br79,90
Bromo
18
Ar39,95Argón
54
Xe131,30Xenón
86
Rn(222)
Radón
10
Ne20,18Neón
2
He4,003Helio
36
Kr83,80
Criptón
14
Si28,09Silicio
6
C12,01
Carbono
50
Sn118,69Estaño
82
Pb207,19Plomo
32
Ge72,59
Germanio
12
Mg24,31
Magnesio
4
Be9,01
Berilio
88
Ra(226)Radio
38
Sr87,62
Estroncio
56
Ba137,33Bario
20
Ca40,08Calcio
11
Na22,99Sodio
3
Li6,94Litio
87
Fr(223)
Francio
37
Rb85,47
Rubidio
55
Cs132,91Cesio
19
K39,10
Potasio
89
Ac(227)
Actinio
39
Y88,91Itrio
57
La138,91
Lantano
21
Sc44,96
Escandio
109
Mt(266)
Meitnerio
108
Hs(265)
Hassio
106
Sg(263)
Seaborgio
105
Db(262)
Dubnio
107
Bh(262)
Bohrio
104
Rf(261)
Rutherfordio
48
Cd112,40
Cadmio
80
Hg200,59
Mercurio
46
Pd106,4
Paladio
78
Pt195,09Platino
45
Rh102,91Rodio
77
Ir192,22Iridio
47
Ag107,87Plata
79
Au196,97Oro
44
Ru101,07
Rutenio
76
Os190,2
Osmio
42
Mo95,94
Molibdeno
74
W183,85
Wolframio
41
Nb92,91
Niobio
73
Ta180,95
Tántalo
43
Tc(97)
Tecnecio
75
Re186,21Renio
40
Zr91,22
Circonio
72
Hf178,49Hafnio
30
Zn65,38Zinc
28
Ni58,70
Niquel
27
Co58,70
Cobalto
29
Cu63,55Cobre
26
Fe55,85Hierro
24
Cr54,94
Cromo
23
V50,94
Vanadio
25
Mn54,94
Manganeso
22
Ti20,18
Titanio
15
P30,97
Fósforo
7
N14,01
Nitrógeno
51
Sb121,75
Antimonio
83
Bi208,98
Bismuto
33
As74,92
Arsénico
16
S32,07
Azufre
84
Po(209)
Polonio
8
O16,00
Oxígeno
34
Se78,96
Selenio
52
Te127,60Telurio
13
Al26,98
Aluminio
5
B10,81Boro
49
In114,82Indio
81
Tl204,37Talio
31
Ga69,72Galio
Metales No metales
4
3 2
7
5 6
1
1716 1815 13 1412109 11 865 74 21 3
VII AVI AGasesnoblesV A III A IV AII BI BVI BV B VII BIV B II A I A III B VIII
Periodo
Gru
po
1
H1,008
HidrógenoNombre
Masa atómica
Número atómicoSímboloNegro - sólido
Azul - líquidoRojo - gasVioleta - artificialMetales
Semimetales
No metales
Inertes
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
Configuración electrónica y periocidadConfiguración electrónica y periocidad
Elemento Configuración electrónicaConfiguración más externa
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
1s2 2s1
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2p6 3s2 3p6 4s1
1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1
ns1
Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su capa de valencia el mismo número de electrones en orbitales del mismo tipo
Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más externa
Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p
Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d
Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia
A) Elementos representativos
B) Metales de transición
El hidrógeno de configuración 1s1 no tiene un sitio definido dentro de los bloques
Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f
C) Metales de transición interna
d10d8d7 d9d6d4d3 d5d2d1
p5p4 p6p3 p1 p2
s2
f10f 8f
7 f 9f
6 f 4f
3 f 5f 2f
1 f14f12f11 f13
ddpp
s2
s1
ss
ns2 npx
ns2 ns2 (n1)dx
ns2 (n1)d10 (n2) fx
ff
TAMAÑO ATÓMICO TAMAÑO ATÓMICO
Li (1,23 )Α Na (1,57 )
Α K (2,03 )
Α Rb (2,16 )
Α
(1,23 )Α
Li (0,89 )
Α
Be (0,80 )
Α
B (0,70 )
Α
N (0,66 )
Α
O (0,64 )
Α
F (0,77 )
Α
C
Disminuye al avanzar en un periodo
En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo porque aumenta el número de capas electrónicas
Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan una región del espacio con límites determinados. Sin embargo, se acepta un
tamaño de orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón en su interior, y una forma esférica para todo el átomo.
A continuación se muestra con el tamaño relativo de los átomos de los elementos representativos. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m)
Los radios de los átomos varían en función de que se
encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o
metálico
Los iones positivos (cationes) son siempre menores que los átomos neutros a partir de los que se forman
Li (1,23 )Α
F ( 0, 64 )Α
Li ( 0, 68 )Α+
F ( 1, 36 )Α
Pierde 1 e-
Gana 1 e-
Los iones negativos (aniones) son siempre mayores que los átomos neutros a partir de los que se forman
Los gases nobles. Regla del octetoLos gases nobles. Regla del octeto
“En la formación de un compuesto, un átomo tiende a intercambiar electrones con otros átomos hasta conseguir una capa de valencia de ocho electrones”
Los gases nobles tienen una configuración electrónica externa ns2 np6 es decir, tienen 8 electrones en su última capa (excepto el He que tiene 2)
Una capa de valencia con 8 electrones se denomina octeto, y Lewis enunció la regla del octeto diciendo:
1
1
7
+1
2
2
6
+2
3
3
5
+3
4
4
4
+-4
5
5
3
3
6
6
2
2
7
7
1
1
8
0
0
0
GrupoNº de electrones en la capa de valencia
Sobran para el octeto
Faltan para el octeto
Carga del ión
I II III IV V VI VII VIII
Iones monoatómicosIones monoatómicos
C A T I O N E S A N I O N E S
Son iones formados por un solo átomo
El catión se nombra como el átomo del que procede
El anión se nombra como el no metal pero acabado en uro (excepto el ión óxido)
H+
Na+
K+
Mg2+
Ca2+
Fe2+
Fe3+
Al3+
Ion hidrógeno
Ion sodio
Ion potasio
Ion magnesio
Ion calcio
Ion hierro (II)
Ion hierro (III)
Ion aluminio
H
F
Cl
Br
I
S2
O2
N3
Ion hidruro
Ion fluoruro
Ion cloruro
Ion bromuro
Ion yoduro
Ion sulfuro
Ion óxido
Ion nitruro
CARÁCTER METÁLICO.CARÁCTER METÁLICO.
Metales:• Pierden fácilmente electrones para formar cationes• Bajas energías de ionización• Bajas afinidades electrónicas• Bajas electronegatividades• Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales
Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como:
No Metales:• Ganan fácilmente electrones para formar aniones• Elevadas energías de ionización• Elevadas afinidades electrónicas• Elevadas electronegatividades• Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales
Semimetales o metaloides:• Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)
RECURSO OBTENIDO DE LA PÁGINA WEB DE
CARMEN PEÑA
Y
CELIA RODRIGUEZ.