FyQ3_T3_El átomo

FÍSICA Y QUÍMICA3º ESO

TEMA 3. EL ÁTOMO

1. Definición de átomo
2. Modelos atómicos
3. Modelo actual del átomo
4. Configuración electrónica
5. Isótopos e iones
6. Número atómico y número másico
7. Masa atómica y masa molecular

INTRODUCCIÓN

VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA

En estos vídeos puedes entender la importancia del mundo atómico, la formación de los distintos elementos y las partes en las que está formado un átomo.

1. DEFINICIÓN DE ÁTOMO

Un átomo es la cantidad menor de un elemento químico que tiene existencia propia y que está considerada como indivisible.

¿QUÉ ES UN ÁTOMO?

Un átomo está formada por el núcleo y la corteza:- En el núcleo se encuentran los nucleones. - En la corteza se encuentran los electrones. Los electrones con carga - son atraídos por el núcleo con carga +.

Electrones

Protones

Neutrones

Núcleo

Corteza

¿CÓMO ES UN ÁTOMO?

Las partículas subatómicas son aquellas que son más pequeñas que un átomo:- Nucleones: Son los neutrones (n) y los protones (p+). - Electrones: Orbitan alrededor del nucleo. El número de electrones (e-) coincide con el de protones, por eso los átomos, en conjunto, no tienen carga eléctrica.

¿QUÉ SON LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS?

1. DEFINICIÓN DE ÁTOMO: Partículas subatómicas

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

Son las partículas que son más pequeñas que el átomo y que forman parte de él.

¿QUÉ SON?

¿CUÁLES SON?

PROTÓN+

ELECTRÓN-

NEUTRÓN

Carga positiva 2.000 veces más masa que el electrón

Carga negativaMuy poca masa.

Sin carga Masa igual que el protón

1. DEFINICIÓN DE ÁTOMO: Carga atómica

CARGA DE UN ÁTOMO

El átomo en su conjunto es eléctricamente neutro; es decir, no tiene carga eléctrica.

La carga negativa de los seis electrones se compensa con la carga positiva de los seis protones. Como consecuencia, el átomo no tiene carga, ni positiva ni negativa.

1. DEFINICIÓN DE ÁTOMO: Tamaño del átomo

VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA

En este vídeo puedes ver explicado con ejemplos cual es el tamaño del átomo, el tamaño del núcleo y el tamaño de los electrones.

2. MODELOS ATÓMICOS

GRECIA

DALTON

THOMSON

A.C.Átomo "que no se puede dividir"

1803Átomo indivisible Átomos iguales Átomos iguales en masa

1904e- Ion

RUTHERFORD

SCHRÖDINGER

BOHR

1913Orbitas estables Saltos de e- e- cuantizados

1911 Núcleo Protones Neutrones Nucleo >>> masa

1926e- en orbitales Subniveles de energía (s, p, d, f)

2. MODELOS ATÓMICOS

MODELO DE DALTON (1803)

• La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas ÁTOMOS.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en tamaño, masa y propiedades.
• Los compuestos se forman al unirse los átomos en proporciones fijas.

2. MODELOS ATÓMICOS

MODELO DE THOMSON (1904)

Thomson imaginó el átomo como una esfera positiva en la que se encuentran incrustados los electrones (con carga negativa), más o menos como las pasas en un pudin.

Electrones negativos

Esfera positiva

2. MODELOS ATÓMICOS

MODELO DE RUTHERFORD (1911)

• El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.
• El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo.
• La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

2. MODELOS ATÓMICOS

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

• Lanzó partículas con carga positiva desde una sustancia radiactiva en una cámara de plomo.
• Colocó en la trayectoria de las partículas una lámina fina de oro rodeado de una pantalla para detectar las partículas cuando atravesaban la lámina.
• Las partículas positivas atravesaron la lámina de oro pero algunas se desviaron y un pequeño porcentaje incluso rebotó.
• CONCLUSIÓN: El átomo está casi vacío, con la carga positiva concentrada en una parte muy pequeña, que denominó núcleo.

2. MODELOS ATÓMICOS

MODELO DE BOHR (1913)

En 1913 Niels Bohr propone que los electrones solo pueden ocupar unas posiciones determinadas en la corteza atómica, y estas órbitas se caracterizan por sus niveles de energía.

• Los electrones pueden girar en órbitas a determinadas distancias del núcleo.
• En las órbitas o capas, los electrones giran con energía constante.
• Cada capa, también llamada nivel de energía, tiene un número diferente de electrones.
• El número máximo de electrones en cada nivel n es 2n2, donde n=1, 2, 3, etc.

Nivel Electrones

3. MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO

El modelo mecano-cuántico del átomo, ya que el modelo de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo; mientras que, el nuevo modelo establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.

¿CUÁL ES EL MODELO ACTUAL?

Orbitales atómicos s y p

El físico E. Schrodinger.

¿QUIÉN ESTABLECIÓ EL MODELO MECÁNICO-CUÁNTICO?

Direcciones de los orbitales p

Se llama orbital a la región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90 %) de encontrar al electrón.

¿QUÉ SON LOS ORBITALES?

3. MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO

MODELO MECÁNICO-CUÁNTICO DE SCHRÖDINGER (1926)

• Los electrones no se puede conocer dónde se encuentran, pero sí en qué orbital (región del espacio en la que hay más de un 90% de probabilidad de encontrar al electrón).
• Dentro de cada nivel hay electrones con diferentes energías, por tanto, existen subniveles de energía (s, p, d y f).

5.2 Resumen

3. MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI (1925)

• Los electrones tienen un GIRO, llamado espín. El espín es el sentido de giro (rotación), que puede ser hacia la izquierda o hacia la derecha:

• Derecha
• Izquierda

• Dentro de cada orbital los electrones deben de tener espines contrarios, según el:
• Principio de exclusión de Pauli

REGLA DE HUND (1927)

• Los electrones dentro de un subnivel se encontrarán lo más alejados posibles, ocupando el mayor número posible de subniveles.

RESUMEN MODELOS ATÓMICOS

VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA

En estos vídeos puedes ver explicado los diferentes modelos atómicos hasta llegar al modelo actual.

4. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Después de que Bohr propusiera su modelo atómico, se comprobó que cada nivel de energía o capa puede estar formado por diferentes subniveles, respresentados por las letras s, p, d, y f. Cada subnivel admite un número máximo de electrones en él.

Cada órbita se identifica con un número entero, siendo 1 la más cercana al núcleo y la que tiene menor energía. Los subniveles se llenan empezando por los niveles más próximos al núcleo.

SUBNIVELES

Los electrones se distribuyen así en las capas ocupando los distintos subniveles que en ellas existen.

4. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

DIAGRAMA DE MOELLER

El diagrama de Moeller indica el orden de los subniveles de menor a mayor energía. Esto nos permite conocer en que subnivel van a estar los electrones, dado que, se irán colocando:

• En cada subnivel: de menor a mayor energía (Böhr)
• Dentro de un mismo subnivel: lo más alejados posibles.

ORDEN DE LOS SUBNIVELES DE MENOR A MAYOR

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p,7s, 5f, 6d, 7p.

• El número indica el nivel de Energía (Böhr): hay 7 niveles.
• La letra indica el subnivel (Schödinger): s,p,d,f.

4. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

EJERCICIOS RESUELTOS

Níquel (Z=28)

4. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Capa de valencia: última capa donde se alojan los e- en la corteza

Elemento neutro

• O (Z= 8) : Indica que tiene 8 p+ y como es neutro 8 e-

Neutro: 8 - 8 = 0 Su carga es 0.

1 S² 2S² 2P⁴

Hay que repartir 8 e⁻

Capa de valencia

Elemento negativo (anión)

• O²⁻ (Z= 8) : Indica que tiene 8 p+ y como tiene 2 cargas negativas de más: 10 e-

O²⁻ -> 1 S² 2S² 2P⁶

Anión: 8 - 10 = -2 Su carga es -2.

Hay que repartir 10 e⁻

Elemento positivo (catión)

• O²⁺(Z= 8) Indica que tiene 8 p+ y como tiene 2 cargas positivas de menos: 6 e-

Catión: 8 - 6 = +2 Su carga es +2.

Hay que repartir 6 e⁻

O²⁺ -> 1 S² 2S² 2P²

4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Elemento neutro

• O (Z= 8) : Indica que tiene 8 p+ y como es neutro 8 e-

Neutro: 8 - 8 = 0 Su carga es 0.

1 S² 2S² 2P⁴

Hay que repartir 8 e⁻

Capa de valencia

Elemento negativo (anión)

• O²⁻ (Z= 8) : Indica que tiene 8 p+ y como tiene 2 cargas negativas de más: 10 e-

O²⁻ -> 1 S² 2S² 2P⁶

Anión: 8 - 10 = -2 Su carga es -2.

Hay que repartir 10 e⁻

Elemento positivo (catión)

• O²⁺(Z= 8) Indica que tiene 8 p+ y como tiene 2 cargas positivas de menos: 6 e-

Catión: 8 - 6 = +2 Su carga es +2.

Hay que repartir 6 e⁻

O²⁺ -> 1 S² 2S² 2P²

4 Configuración electrónica (Moeller)

ORDENACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA

4S

Capa de valencia

5P

Capa de valencia

4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (T. Periódica)

VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA

En este vídeo puedes ver explicado diferentes ejemplos de como realizar la configuración electrónica y que información podemos obtener a través de ella.

4.2 Configuración electrónica

Elemento neutro

Capa de valencia

15 p+

• P (Z= 15)

1 S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P³

15 e- ---->

Elemento negativo (anión)

Capa de valencia

15 p+

• P³⁻(Z= 15)

1 S² 2S² 2P⁶ 3S²

12 e- ---->

Elemento positivo (catión)

Capa de valencia

15 p+

• P³⁺(Z= 15)

1 S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶

18 e- ---->

4.3 Órbitas, orbitales y tabla periódica

Elemento neutro

Capa de valencia

15 p+

• P (Z= 15)

1 S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P³

15 e- ---->

Para saber el grupo y el período debemos saber que la tabla está ordenada por niveles y subniveles.

3P³

Debemos colocar 5 e- del último nivel, 2 en el orbital s y 3 e- en el orbital p. 1 en el px, 1 en el py, 1 en el pz

Debemos colocar 15 e-. En el primer nivel (2), en el segundo (8) y en el tercero (7).

GRUPO: 15 Período: 3

5. IONES E ISÓTOPOS

IONES

Los átomos pueden ganar o perder electrones, y se convierten en IONES:

GANA ELECTRONES = CARGA NEGATIVA

PIERDE ELECTRONES = CARGA POSITIVA

ANIÓN

CATIÓN

Un ión es un átomo que ha perdido o ganado al menos un electrón, por lo que ha adquirido una carga o positiva o negativa.

5. IONES E ISÓTOPOS

ISÓTOPOS

• Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, pero su número de neutrones puede ser diferente.
• Los átomos con igual número de protones y diferente número de neutrones se denominan isótopos.

El carbono tiene tres isótopos: Carbono-12, Carbono-13 y Carbono-14.

El hidrógeno tiene tres isótopos de número másico 1 (protio), 2 (deuterio) y 3 (tritio).

6. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

Para identificar átomos iguales de un mismo elemento utilizamos el número atómico y el número másico.

Número de protones del núcleo. Es igual al número de electrones.

NÚMERO ATÓMICO (Z)

Suma de protones y neutrones del núcleo.

NÚMERO MÁSICO (A)

NÚMERO MÁSICO (A)

• Protones = 2
• Electrones = 2
• Neutrones = 4-2=2

NÚMERO ATÓMICO (Z)

6. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

6. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

¿QUÉ HACE QUE UN ÁTOMO SEA DE UN ELEMENTO O DE OTRO?

• La característica que hace que un átomo sea de un determinado elemento es su número de protones, es decir, el número atómico.
• Todos los átomos de un mismo elemento tienen igual número atómico. Por ejemplo: los átomos de hidrógeno tienen 1 protón, los de carbono, 6 protones.
• En la tabla periódica, los elementos están ordenados por el número de protones.

7. MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR

MASA ATÓMICA

• La masa atómica es la masa de un átomo.
• Como los átomos son muy pequeños, se ha definido para ellos una unidad de masa especial, llamada unidad de masa atómica (uma), simbolizada por U, que equivale al número de protones y neutrones del elemento.

MASA ATÓMICA = Nº PROTONES + Nº NEUTRONES

7. MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR

MASA ATÓMICA

Los átomos son tan pequeños que no hay balanzas tan sensibles como para medir la masa de solo uno de ellos. Pero sí que es posible determinar masas atómicas relativas, comparando la masa de un átomo con la de otro que tomamos como referencia. Esa unidad de referencia es el átomo de carbono 12C, el cual tiene 12U de masa.

Sabiendo que 1U=1,66.10-27 Kg, podemos calcular la masa atómica en kg de cualquier elemento. Por ejemplo:

7. MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR

MASA ATÓMICA VS. MASA MOLECULAR

Para poder entender los tipos de masas debemos entender los tipos de sustancias que hay: - Átomos: Son elementos libres por sí mismos. - Moléculas: Las uniones de átomos forman las moléculas.

MASA MOLECULAR

MASA ATÓMICA

La masa molecular es la masa de una molécula.La masa molecular es la suma de las masa atómicas de cada átomo que forma la molécula.

La masa atómica es la masa de un átomo y coincide con el número másico.

Por ejemplo: Calcular la masa de la molécula de Ácido sulfúrico (H2SO4)

7. MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR

VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA

En este vídeo puedes ver explicado paso por paso cómo se calcula la masa atómica y molecular. Además, como ampliación puedes ver cómo calcular la masa molar.