ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA UNIDAD 2

Transcripción

1 ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA UNIDAD 2

2 Qué ocurriría si dividiéramos un trozo de materia muchas veces? Llegaríamos hasta una parte indivisible o podríamos seguir dividiendo sin parar? Se establecieron dos teorías: atomista y continuista, que se basaban en la existencia de partes indivisibles o en que siempre se podía seguir dividiendo. Los atomistas pensaban que: - Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos. - Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos. - Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños. Los continuistas pensaban que: - Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia. - Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no existen. - Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los 4 elementos básicos: agua, aire, tierra y fuego.

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5 1. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA La Química es la Ciencia que estudia y describe la materia, sus propiedades químicas y físicas, los cambios químicos y físicos que sufre y las variaciones de energía que acompañan a estos procesos. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA En una reacción química, la materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma. Es decir, la masa de las sustancias reaccionantes coincide con la masa de las sustancias que se forman. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS Cuando dos o más elementos se combinan entre sí para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una proporción en masa fija.

6 2. NATURALEZA DE LA MATERIA Naturaleza de la materia? Demócrito, s. V a. C. : la naturaleza está formada por partículas muy pequeñas e indivisibles = ÁTOMOS Dalton, 1808, formuló la TEORÍA ATÓMICA = principio de la era moderna en química

7 2.1 TEORÍA ATÓMICA DE DALTON En 1808, Dalton, químico inglés, publicó su libro Un nuevo sistema de Filosofía Química. En él expone su teoría sobre la constitución de la materia, que se basa en cuatro postulados: 1. La materia está formada por partículas indivisibles que no pueden crearse ni destruirse, a las que llamó átomos. 2. Los átomos de un elemento son idénticos entre sí con el mismo tamaño, masa y propiedades. 3. Los átomos de distintos elementos pueden combinarse entre sí formando compuestos o moléculas. Los átomos pueden combinarse en distintas proporciones formando compuestos distintos. 4. Una reacción química constituye solo un reordenamiento de átomos, nunca la creación o destrucción de los mismos.

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9 NO PUEDE EXPLICAR: No puede explicar: a) Naturaleza eléctrica de la materia. Frotar trozo de ámbar (-) o trozo de vidrio (+). Nueva propiedad denominada CARGA. b) Los rayos catódicos. Thomson (1897) demostró que eran partículas más ligeras y menores que el átomo y con carga negativa. Las llamó electrones. Como se dan en cualquier elemento, todos los átomos deben poseer electrones, y por tanto los átomos no son indivisibles.

10 2.2 LOS RAYOS CATÓDICOS Cuando se aplica un elevado potencial eléctrico a un gas encerrado en un recipiente a baja presión, se producen unas partículas con carga eléctrica. J.J. Thomson en 1897 demostró que estas partículas eran idénticas para cualquier gas que se encerrara en el tubo, por tanto todos los átomos debían contener estas partículas. Estas partículas estaban cargadas negativamente y se les dio el nombre de electrones. (ámbar se dice elektron en griego) Los rayos catódicos son corrientes de electrones observados en tubos de vacío, es decir, tubos de cristal con dos electrodos: a)un cátodo (electrodo negativo) b)y un ánodo (electrodo positivo)

11 3. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO El átomo no es una partícula indivisible e inmutable, sino que tiene una estructura interna y que está compuesta por otras partículas más pequeñas. El átomo Tiene dos partes Corteza Núcleo Formada por Formado por Electrones Protones Neutrones

12 Electrón CORTEZA: Es la zona externa del átomo, de diámetro unas veces mayor que el radio del núcleo. Corteza En ella se mueven los electrones, que son partículas con carga negativa. NÚCLEO: Es la zona interna del átomo, donde reside la mayor parte de la masa de este. Está compuesto por dos tipos de partículas: protones y neutrones. Núcleo Los protones son partículas que tiene la misma carga del electrón pero de signo positivo, y una masa unas 2000 veces mayor que la de aquellos. Los neutrones no tienen carga eléctrica y su masa es similar a la del protón.

13 4. MODELOS ATÓMICOS 4.1 MODELO ATÓMICO DE THOMSON Al descubrirse la electricidad, hubo que suponer que las partículas cargadas formaban parte de la materia, y por tanto, de todos los átomos. Así, Thomson supuso que el átomo era una esfera cargada positivamente en la que estaban incrustados los electrones cargados negativamente en número suficiente para que el conjunto sea electrónicamente neutro.

14 4. MODELOS ATÓMICOS 4.2 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Cuando se supo que la materia es esencialmente hueca, Rutherford imaginó al átomo con casi toda la masa situada en un núcleo cargado positivamente, mientras los electrones negativos giraban en torno a este en la denominada corteza. El átomo es neutro electrónicamente, porque se compensa la carga positiva del núcleo con la negativa de la corteza.

15 4. MODELOS ATÓMICOS 4.3 MODELO ATÓMICO DE BOHR Otros experimentos, como el descubrimiento de los espectros atómicos, hicieron suponer a Bohr que los electrones, situados en la corteza, deberían estar situados por capas, con un número máximo de electrones en cada una de ellas, girando alrededor del núcleo en órbitas circulares bien definidas y estables. En dichas órbitas el electrón ni absorbe ni emite energía, pero puede saltar de una órbita a otra; en ese caso, si absorbe o emite energía.

16 4. MODELOS ATÓMICOS 4.4 MODELO ATÓMICO ACTUAL Fue desarrollado durante la década de 1920, sobre todo por Schrödinger y Heisenberg. Es un modelo de gran complejidad matemática. Este modelo abandonó la idea de órbitas precisas y las sustituyó por descripciones de las regiones del espacio (llamadas orbitales) donde es más probable que se encuentren los electrones.

17 5. CARACTERIZACIÓN DE LOS ÁTOMOS Número atómico (Z) = Número de protones Número másico, A Símbolo Número másico(a) = Nº protones + Nº neutrones A = Z + N 19 F 9 En un átomo neutro, el número de electrones coincide con Z. Número atómico, Z La masa atómica se mide un unidades de masa atómica (uma).

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19 6. ISÓTOPOS Después de descubrirse la radiactividad se encontraron átomos que, aún teniendo el mismo número atómico que átomos ya conocidos, tenían distinto número másico y, por lo tanto, distinta masa. Es decir, no todos los átomos de un mismo elemento son iguales. Existen átomos del mismo elemento que difieren en el número de neutrones del núcleo. A estos átomos se les llama isótopos. Posteriormente, se descubrió que casi todos los elementos tenían más de un isótopo. Los isótopos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico (Z), pero distinto número de neutrones (N) y, por lo tanto, distinto número másico (A). Isótopos del hidrógeno:

20 6.1 ISÓTOPOS DEL CARBONO

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22 7. LA CORTEZA ELECTRÓNICA 7.1 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES Los electrones están distribuidos en capas o niveles de energía. Estas capas se pueden denominar por letras (K, L, M, N ) o números (1, 2, 3,4, ) Los electrones van ocupando las capas o niveles más próximos al núcleo, ya que son más estables. Cuando una capa esta completa, se empieza a ocupar la siguiente.

23 16 Vacía

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27 Capa M,16 electrones.

28 7.2 FORMACIÓN DE IONES Los átomos en estado normal son neutros, es decir, tienen el mismo número de protones y de electrones (cargas positivas y negativas). En determinadas circunstancias los átomos pueden perder o ganar electrones, convirtiéndose en átomos con carga o iones, que pueden ser con carga negativa, si han adquirido algún electrón ( aniones ) o con carga positiva, si han perdido algún electrón ( cationes ). La carga eléctrica de un ion se indica con un superíndice a la derecha del símbolo del elemento químico. Ejemplos: Na +, Mg 2+, Fe 3+, N 3, O 2, Cl.

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