ESTRUCTURA ATÓMICA Y RELACIÓN ENTRE ÁTOMOS.pptx

QUÍMICA
INTRODUCTORIO 1
ESTRUCTURA ATÓMICA
DOCENTE: MIGUEL TORRES

Introducción
Grafito
Átomos de carbono
láminas hexagonales
Cloruro de
sodio
Estructura cristalina
iones Na1+ Cl1-
¿Cómo se componen las sustancias como el grafito y la sal
común?

Clase
Teoría atómica I: modelos atómicos,
estructura atómica y tipos de átomos
1.1 La perspectiva molecular de la química
Materia
Átomos Moléculas
Está
formada por
Se combinan
para formar
Electrón
Protón
Neutrón
Núcleo
Un tipo
de
átomo
Más de
un tipo
de
átomo
¿Cómo se
distribuye la
masa del átomo?

Aprendizajes esperados
• Describir la estructura del átomo y sus dimensiones comparadas con la
materia macroscópica.
• Conocer el concepto de número atómico y de número másico.
• Establecer el número de partículas subatómicas en un átomo.
• Identificar los distintos tipos de átomos, tales como isótopos, isóbaros e
isótonos.

clase:
1. Modelos atómicos
1. Estructura atómica
3. Tipos de átomos
Contenido

1.1 Teoría atómica de Dalton
Postulados:
• Los elementos están formados por
partículas muy pequeñas llamadas
átomos.
• Todos los átomos de un mismo
elemento son idénticos. Los átomos de
distintos elementos son diferentes.

1.1 Teoría atómica de Dalton
Postulados:
• Los compuestos están formados por átomos de más de un
elemento. En un compuesto, la relación del número de átomos es un
número entero o una fracción sencilla.
• Una reacción química implica solo la separación, combinación o
reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o
destrucción de los mismos.

• Thomson propuso el primer modelo atómico
con partículas subatómicas.
• En su modelo los átomos están formados por
una esfera uniforme cargada positivamente,
en la cual se encuentran incrustados los
electrones, de carga negativa.
• Descubrió el electrón.
• Midió la relación carga/masa del electrón.
Premio Nobel de
Física, 1906
Joseph John Thomson (1856-1940)
Físico británico.
Modelo atómico de Thomson, también
llamado budín de pasas.
1.2 Modelo atómico de Thomson
Base del descubrimiento:
electrón

1.3 Modelo atómico de Rutherford
• Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo.
• En su modelo la mayor parte de la masa del átomo
y toda su carga positiva, se concentra en una región
muy pequeña a la que llamó núcleo.
• Los electrones están moviéndose constantemente
alrededor del núcleo.
• La mayor parte del átomo es espacio vacío.
Premio Nobel de
Química, 1908
Ernest Rutherford (1871-1937)
Físico y químico neozelandés.
núcleo

1.4 Modelo atómico de Bohr
• El electrón del átomo de hidrógeno gira alrededor
del núcleo en órbitas circulares estacionarias.
• Los electrones solo pueden existir en ciertas
órbitas discretas.
• Los electrones están restringidos a ciertos estados
cuantizados.
Premio Nobel de
Física, 1922
Niels Bohr (1885- 1962)
Físico danés.
órbitas cuantizadas

1.5 Modelo mecánico cuántico
• La energía presente en los electrones los lleva a
comportarse como ondas (comportamiento dual).
• Los electrones se mueven alrededor del núcleo en
zonas de mayor probabilidad, llamadas orbitales.
• Plantea una ecuación de onda, la cual, conduce a una
cuantificación de la energía que depende de ciertos
números enteros, estos son los números cuánticos.
Premio Nobel de
Física, 1933
Louis-Victor de Broglie
(1892- 1987)
Físico francés.
Erwin Schrödinger
(1887- 1961)
Físico austriaco.
Premio Nobel de
Física, 1929
Werner Heisenberg
(1901- 1976)
Físico alemán.
Premio Nobel de
Física, 1932
Principio de incertidumbre de Heisenberg:
“Es imposible medir simultáneamente y de forma
precisa la posición y el momento lineal (cantidad de
movimiento) de una partícula.”

El átomo
• El átomo es la unidad de materia más
pequeña.
• No es posible dividir un átomo mediante
procesos químicos.
• El átomo está compuesto por un núcleo,
en el que se concentra toda su masa,
rodeado por una nube de electrones.
• El núcleo atómico está formado por
protones y neutrones.
• Los electrones permanecen ligados al
núcleo mediante la fuerza nuclear .
Estructura atómica

Partículas subatómicas
Partícula Masa (g) Masa (uma) Carga (C)
Carga
relativa
Masa
relativa
Símbolo
Protón 1,672622 x 10–24 1,007276 1,6022 x 10–19 +1 1 p+
Neutrón 1,674927 x 10–24 1,008665 0 0 1 no
Electrón 9,109383 x 10–28 0,0005485 –1,6022 x 10–19 –1 1/1840 e–
Estructura atómica

Núcleo atómico
Número atómico (Z):
• Número de protones del
átomo.
• Indica el elemento al que
pertenece el átomo.
Número másico (A):
• Suma de protones y
neutrones del átomo.
• Indica el n° de masa del
átomo.
ZX
Estructura atómica
1 Ǻ = 1 · 10–10 m
A

Estructura atómica
Notación de un Núclido
Número atómico
Carga nuclear
A
Z
Número de masa
Número de nucleones fundamentales
indica Cantidad total
de p+
indica Cantidad total
de p+ y n°
Símbolo del
elemento químico
A =Z +N
A) En el átomo neutro se cumple:
#p+ = #e- = Z
B) La importante relación:

Átomos e iones
Ion negativo
• Ion con mayor número de
electrones que de protones.
e– > p+
• Denominados aniones.
Átomo neutro
• Átomo con número de electrones
igual al de protones.
e– = p+
Ion positivo
• Ion con menor número de
electrones que de protones.
e– < p+
• Denominados cationes.
Estructura atómica

Protones Neutrones Electrones
12 12 10
35 44 36
8 8 10
22 26 22
Ejemplos

Ejercicio
B
El número de electrones presentes en un ion X5+ con un valor Z = 20 y A = 41 será
A) 10
B) 15
C) 20
D) 25
E) 40

Isótopos
Tipos de átomos
•Átomos que tienen el
mismo número atómico
(Z) pero diferente
número másico (A).

Distintos núcleos atómicos con el mismo número másico (A), pero
diferente número atómico (Z).
Isóbaros
Tipos de átomos

• Átomos diferentes, tienen diferente número atómico (Z), también
tienen diferente número másico (A), pero tienen igual número de
neutrones.
Isótonos
Tipos de átomos

Tipos de átomos
ISÓTONOS
ISÓTOPOS
ISÓBAROS
Igual número de
neutrones (N)
Igual número de
protones (P)
Igual número
másico (A)

Ejercicio
B
¿Cuál de los siguientes pares atómicos corresponde a isóbaros?
A) 7N14, 5B12
B) 13Al28, 12Mg28
C) 6C12, 6C14
D) 8O15, 8O16
E) 5B11, 6C12

Ejercicio
Analicemos las partículas
subatómicas.
Considerando las siguientes características de las especies dadas a continuación
I) un ion de carga +2 con un número atómico igual a 20.
II) un átomo con 20 neutrones y 20 electrones.
III) un ion de carga –1 con 18 electrones y un número másico igual a 37.
¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta con respecto a las especies?
A) I y II son isoeléctricos.
B) I y III son isótopos.
C) II y III son isóbaros.
D) I y II son isótonos.
E) II y III son isótonos.
E
Representemos cada
especie
I) 20X2+ , p+ = 20, e- = 18
II) , p+ = 20, e- = 20, n°= 20
III) , p+ = 17, e- = 18, n°= 20
I y II = isotopos
I y III = isoelectrónicos
II y III = isótonos

ESTRUCTURA ATÓMICA Y RELACIÓN ENTRE ÁTOMOS.pptx

Más contenido relacionado

Similar a ESTRUCTURA ATÓMICA Y RELACIÓN ENTRE ÁTOMOS.pptx

Último

ESTRUCTURA ATÓMICA Y RELACIÓN ENTRE ÁTOMOS.pptx