1. O núcleo de cada átomo está formado a súa vez por protóns e neutróns. Os electróns teñen carga eléctrica negativa (e - ), os protóns a mesma, pero positiva (e + ), e los neutróns non teñen carga. Os núcleos son por conseguinte positivos. A forza fundamental que mantén ós electróns unidos o seu respectivo núcleo é a eléctrica; sabemos que cargas opostas atráense e cargas do mesmo signo repélense. Os átomos normalmente son electricamente neutros , pois o número de electróns que se atopan nos orbitais é igual o número de protóns que hai no núcleo. A este número denomínaselle número atómico (Z) e destingue ós elementos químicos. Agora ben, os electróns dos orbitais atópanse colocados en capas, seguindo unha orde K(2), L(8), M(18),...
3. Dalton(1803) Introduce a idea da descontinuidade da materia, é decir, esta é a primeira teoría científica que considera que a materia está dividida en átomos.
4. Seus Postulados: 1. A materia está dividida nunhas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos. Actualmente, sábese que os átomos si poden dividirse e alterarse . 2. Todos os átomos dun mesmo elemento son idénticos entre si (presentan igual masa e iguais propiedades). 3. Os átomos de distintos elementos teñen distinta masa e distintas propiedades. 4. Os compostos fórmanse cando os átomos únense entre si, nunha relación constante e sinxela.
5. Thomson(1897) Demostrou a existencia de partículas cargadas negativamente, os electróns . Este descubrimento lo realizou estudando los raios catódicos .
6. Raios catódicos Tubo de descarga gas cátodo ánodo Radiación= electrones 10.000 voltios Sustancia fluorescente
7. Thomson considera ó átomo como unha gran esfera con carga eléctrica positiva (intuíu a existencia de carga positiva no átomo), na cal distribúense os electróns como pequenos graos (de forma semellante ás sémolas dunha sandía).
8. Rutherford(1911) A experiencia de Rutherford,invalida en gran parte o modelo anterior e supón unha revolución no coñecemento da materia.
9. Rutherford introduce o modelo planetario, que é o máis empregado inda hoxe en día. Considera que o átomo dividese en: - Un núcleo central, que contén os protóns e neutróns (e polo tanto alí concentrase toda a carga positiva e case toda a masa do átomo) . - Unha codia, formada po los electróns, que xiran oredor do núcleo en órbitas circulares , de forma semellante a como xiran os planetas oredor do Sol. - Os experimentos de Rutherford demostraron que o núcleo é moi pequeno comparado co tamaño de todo o átomo: o átomo está prácticamente hoco.
10. Rutherford bombardeou unha fina lámina de ouro con partículas alfa (positivas, provintes da desintegración do Polonio) A maior parte dás partículas que atravesaban a lámina seguían unha liña recta ou desviabanse un ángulo moi pequeno da dirección inicial. Somente, moi poucas partículas desviabanse grandes ángulos, o que contradecía o modelo atómico proposto por Thomson.
11. Bohr(1913) Bohr propuxo un novo modelo atómico , a partir dos descubrimientos sobre a natureza da luz e a enerxía.
12. Postulados Os electrones xiran en torno o núcleo en niveis enerxéticos ben definidos. Cada nivel pode conter un número máximo de electróns. É un modelo precursor do actual.
14. Modelo Actual CODIA electóns. ÁTOMO protóns. NÚCLEO neutróns. - Os electróns non describen órbitas definidas ,senon que se distribuen nunha determinada zona chamada ORBITAL . -Nesta rexión a probabilidade de atopar o electrón é moi alta (95%) - Distribuense en diferentes niveis enerxéticos nas diferentes capas.
15. REPASO Número atómico (Z): - É o número de protóns que teñen os núcleos dos átomos dun elemento. - Todos os átomos dun elemento teñen mesmo número de protóns. - Como a carga do átomo é nula, o número de electróns será igual o número atómico. Número másico(A): É a suma do número de protóns e de neutróns.
16. A forma aceptada para escribir o número atómico e o número másico dun elemento X é:
17. DISTRIBUCIÓN DOS ELECTRÓNS NA CODIA. Según o modelo ACTUAL , os electróns distribuense en diferentes niveis, que chamaremos capas. Con un número máximo de electróns en cada nivel ou capa. 32 5 32 4 18 3 8 2 2 1 Numero máximo de electróns Nivel ou capa n
18. Exemplo Asi , nun elemento como o potasio en estado neutro: K 19 protóns; 19 electróns; 20 neutróns 1ªcapa : 2e - 2ªcapa : 8e - 3ªcapa : 9e -
19. Dentro de cada nivel existen ademáis subniveis ou orbitais con probabilidade de atoparnos electróns. 6 p 10 d 6 p 2 2 s 18 3 s 8 2 2 s 2 1 Max de e - Subnivel ou orbitais Max de e - Nivel 10 d 6 p 14 10 6 14 10 6 p d f p d f 2 s 18 6 2 s 32 5 2 s 32 4
21. A orde da ocupación dos subniveis do átomo po los electróns é de menos a máis enerxía: DIAGRAMA DE ENCHEMENTO DE LOS NIVELES ENERGÉTICOS 6 2 7 18 10 6 2 6 32 14 10 6 2 5 32 14 10 6 2 4 18 10 6 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveis ou orbitais
22. Ó escribir a configuración electrónica dun elemento ponse primeiro o número de nivel e despois o subnivel co número de electróns que o ocupan. Por exemplo: o Osíxeno (O)...........Z=8 1 s 2 2 s 2 p 4 (2-6) Nº de electróns no nivel 1 Nº de electróns no nivel 2
23. Exemplo : Sodio (Na) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 1º nivel: 2 electróns; 2º nivel: 8 electróns; 3º nivel: 1 electrón; Na táboa periódica podemos ler : 2 - 8 - 1 Z=11.........................11 electróns 7 18 6 32 5 32 4 18 1 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveis ou orbitais
24. Exemplo: Cloro (Cl) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 1º nivel: 2 electróns 2º nivel: 8 electróns 3º nivel: 7 electróns Na táboa periódica podemos ler: 2 - 8 - 7 Z= 17 .......................17 electróns 5 7 18 6 32 5 32 4 18 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveis ou orbitais
25. Exemplo:Ferro (Fe) Z= 26 26 electróns 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 6 ordenada: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 6 4 s 2 1º nivel: 2 electróns 2º nivel: 8 electróns 3º nivel: 14 electróns 4º nivel: 2 electróns Na táboa periódica podemos ler: 2 - 8 – 14 - 2 6 2 6 7 18 6 32 5 32 4 18 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveis u orbitais
26. Exemplo:Iodo (I) Z= 53 53 electróns 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 6 5 s 2 4 d 10 5 p 5 1º nivel: 2 electróns 2º nivel: 8 electróns 3º nivel: 18 electróns 4º nivel: 18 electróns 5º nivel: 7 electróns Na táboa periódica podemos ler: 2 - 8 – 18 – 18 - 7 6 10 2 6 10 2 5 7 18 6 32 5 32 4 18 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveis ou orbitais
27. ISÓTOPOS. Isótopos de carbono: Isótopos de hidróxeno: Átomos que teñen o mesmo número atómico , pero diferente número másico . Polo tanto a diferencia entre dous isótopos dun elemento é o número de neutróns no núcleo .
28. IÓNS. Os átomos poden a súa vez perder ou gañar electróns para estabilizarse. Cando un átomo ga ñ a electr ó ns, adquire un exceso de carga negativa. Formando un ión negativo o u anión ,representa se como : X - Cando un átomo perde electr ó ns , ten defecto de carga negativa .O u má i s carga positiva que negativa. Formando un ión positivo o u catión : X +
29. IÓNS. Exemplos : 26 Fe 26protóns 26 protóns 26electróns 26 Fe +2 24electróns 30neutróns. 30neutróns átomo de ferro catión ferro +2
30. Formación de ións máis probables . Un ión perderá o u ga ñ ará electr ó ns , ata que se estabilice. A forma má i s común de estabilización é a de formar estructuras electrónicas de gas nob r e. ¿PORQU E DE GAS NOB R E? Os gases nobres son os elementos que menos tenden a perder ou gañar electróns ,non reaccionan apenas, so baixo condicións extremas. Polo tanto todos os átomos tenden a adquirir unha estructura electrónica semellante a de estos.
31. Formación de iones más probables. Porque buscan lograr a estabilidade, cada elemento da táboa periódica logra a súa estabilidade cando adquire a estrutura electrónica de gas nobre(último grupo do Sistema Periódico) máis próximo. Quedando o último nivel de enerxía de cada un destes átomos con oito electróns. Excepto os átomos que se atopan preto do Helio, que completan o seu último nivel con so dous electróns. Por esta razón denominase a esta REGLA DEL OCTETO
32. Exemplos de formación de ións máis probables. 11 Na - Podemos observar que o Nº atómico do SODIO está máis preto do Nº atómico do Neón. -Si o SODIO perde un electrón (una carga negativa) ,adquire configuración de Neón. -Entón deixa de ser neutro . 11 Na :1s 2 2s 2 p 6 3s 1 -1 e Na +
33. Exemplos de formación de ións máis probables. 17 Cl 17 Cl=1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1electrón 17 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [Ar]
![Exemplos de formación de ións máis probables. 17 Cl 17 Cl=1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1electrón 17 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [Ar]](https://image.slidesharecdn.com/estructura-1-3aval-1206655148780179-5/85/Estructura-1-3-Aval-33-320.jpg)