1 El experimento de Rutherford

Transcripción

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. Partículas α Fuente de partículas α Lámina de oro Comprobaron que sólo unas pocas partículas sufrían desviación o eran devueltas. Átomos de oro Pantalla de centelleo

2 2 Modelo atómico nuclear Rutherford propuso un modelo de átomo que explicaba los resultados de su experiencia, el modelo atómico nuclear. Electrón El átomo está constituido por un núcleo central que concentra la carga positiva y casi toda la masa del átomo. Núcleo 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.

3 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. Las partículas constituyentes del núcleo son: PROTONES Protón Neutrón Son partículas con carga eléctrica positiva y con una masa que equivale aproximadamente a la unidad de masa atómica 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 4 Número atómico y número másico Para definir la estructura de un átomo se utilizan dos conceptos: EL NÚMERO ATÓMICO (Z) Es el número de protones que tiene un átomo (coincide con el número de electrones si el átomo es neutro) EL NÚMERO MÁSICO (A) Es la suma del número de protones y el número de neutrones que tiene un átomo. 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. ISÓTOPOS DE HIDRÓGENO A Z 1 1H 2 1H 3 1H Protio Deuterio Tritio

5 2 4 Espectros atómicos. Estructura de la materia Química Espectro de absorción: se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las distintas frecuencias que la componen) Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida, y viceversa

6 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. Energía Electrón El electrón sólo puede ocupar determinadas órbitas o niveles energéticos. Estos niveles se designan como n = 1, 2, 3 Núcleo Órbitas 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. n =1 n =2

7 2 Estructura de la materia 7 Modelo atómico de Bohr. Los intercambios energéticos. Si un electrón asciende desde una órbita n i a otra de mayor energía n j debe absorber una cantidad de energía igual a: E = E(n j ) E(n i ) Si un electrón desciende desde una órbita n j a otra de menor energía n i, la diferencia de energía E = E(n j ) E(n i ) se emite en el salto La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación (ν): E = hν = h c λ Según el valor de su longuitud de onda, las radiaciones electromagnéticas se dividen en: rayos gamma, rayos X, ultravioleta, visible, infrarrojo, microondas, ondas de radio

8 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. SUBNIVELES NIVEL DE ENERGÍA n=1 n=2 n=3 n=4 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 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 s, p, d, y f Nº de electrones en cada subnivel

9 7 Forma de algunos orbitales Orbital S NÚCLEO Orbital D Orbital P

10 8 Configuración electrónica Elemento Configuración electrónica Litio Sodio Potasio Rubidio 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2 2s 2 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 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. La expresión de la distribución de los electrones de un átomo en subniveles se denomina configuración electrónica.

11 2 Estructura de la materia 14 Orbitales y números cuánticos (III). Química 2.º BACHILLERATO Nomenclatura de los subniveles Valor de l Letras 0 s p d f

12 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. 1 PERIODO ALCALINOS ALCALINOTÉRREOS METALES DE TRANSICIÓN EXTERNA TÉRREOS CARBONOIDEOS NITROGENEIDEOS ANFÍGENOS HALÓGENOS GASES NOBLES METALES DE TRANSICIÓN INTERNA LANTÁNIDOS ACTÍNIDOS

13 10 El sistema periódico: metales, semimetales y no metales

14 8 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 Torio 103 Lr (260) Laurencio 102 No (255) Nobelio 101 Md (258) Mendelevi o 99 Es (254) Einstenio 98 Cf (251) Californio 100 Fm (257) Fermio 97 Bk (247) Berquelio 95 Am 20,18(243) Americio 94 Pu (244) Plutonio 96 Cm (247) Curio 93 Np 237 Neptunio 91 Pa (231) Protoactin io 92 U 238,03 Uranio 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 Germanio 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) Seaborgio 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 Molibdeno 74 W 183,85 Wolframio 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 Manganes o 22 Ti 20,18 Titanio 15 P 30,97 Fósforo 7 N 14,01 Nitrógeno 51 Sb 121,75 Antimonio 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 VII A VI A Gases nobles 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 Grupo 1 H 1,008 Hidrógeno Nombre Masa atómica Número atómico Símbolo Negro - sólido Azul -líquido Rojo -gas Violeta - artificial Metales Semimetales No metales Inertes

15 12 Estructura electrónica El número que indica el periodo nos informa del número de niveles o capas electrónicas del elemento.

16 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. Los electrones de valencia determinan el comportamiento químico del elemento y sus propiedades.

17 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. El número de capas aumenta y los electrones se encuentran cada vez más alejados del núcleo. + 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. + En general, dentro de un grupo el tamaño de los átomos aumenta al descender en el grupo.

18 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. Disminuyen los niveles energéticos y la atracción por los electrones es mayor. + Dentro de un mismo período, la electronegatividad aumenta hacia la derecha. + El nivel energético es el mismo pero aumenta la carga del núcleo. En un mismo grupo la electronegatividad aumenta hacia arriba.

19 16 Propiedades periódicas de los elementos: reactividad La reactividad química es la tendencia que tiene un elemento a reaccionar con otros. + + 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. + En un grupo la reactividad química de los metales aumenta hacia abajo.