Estructura atómica
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Estructura Atómica
Luis Alberto Chávez Rojas
Estructura de los materiales
Está asociada al arreglo de los componentes del material en escala:
Macroscópica (macroestructura)
Microscópica (microestructura)
Atómica (átomos o moléculas)
Subatómica
Macro estructura: Es la estructura del material a nivel
macroscópico, donde la escala de longitud es
aproximadamente mayor a 1000nm . Entre las propiedades
que constituyen la macro estructura están la porosidad, los
recubrimientos superficiales y las micro fisuras internas o
externas. Ej. Macroestructura de Adobe:
Micro estructura.
Es la estructura del material a una escala de longitud de aproximadamente 10 a 1000 nm.
La resistencia mecánica de muchos metales y dependen mucho del tamaño grano
En el caso normal, la micro estructura comprende propiedades como el tamaño promedio del grano, la distribución de ese tamaño, la orientación de los granos y otras propiedades relacionadas con los defectos en los materiales
GRANO: es una porción del material dentro de la cual el arreglo de los átomos es casi idéntico).
Atómico:
Un examen detenido del arreglo atómico permite distinguir entre
materiales que son amorfos (que carecen de un orden de largo
alcance de los átomos o iones) o cristalinos (los que tienen arreglos
geométricos periódicos de átomos o iones).
Sub- atómico:
ESTRUCTURA ATOMICA
Año Científico Modelo atómico
1808 John Dalton La imagen del átomo expuesta por
Dalton en su Teoría Atómica, para
explicar estas leyes,
Minúsculas partículas esféricas,
indivisibles e inmutables, iguales
entre sí en cada elemento químico.
Año Científico Modelo atómico
1897 Thompson Demostró que dentro de los átomos hay
unas partículas diminutas, con carga
eléctrica negativa, a las que se llamó
electrones.
De este descubrimiento dedujo que el átomo
debía de ser una esfera de materia cargada
positivamente, en cuyo interior estaban
incrustados los electrones.
Año Científico Modelo atómico
1911 Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos,
como se creía, sino que están vacíos en su
mayor parte y en su centro hay un diminuto
núcleo
Dedujo que el átomo debía estar formado por
una corteza con los electrones girando
alrededor de un núcleo central cargado
positivamente.
Año Científico Modelo atómico
1911 Bohr Bohr establece que los electrones solo pueden girar
en ciertas órbitas de radios determinados.
Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón
no emite energía: la energía cinética del electrón
equilibra exactamente la atracción electrostática
entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los
electrones giran alrededor del núcleo en unos
niveles bien definidos.
Estructura Atómica
De acuerdo a la teoría química moderna, el átomo está formado por:
NúcleoEs la parte central del átomo con
carga eléctrica positiva. Tieneun tamaño diminuto respectoal volumen del átomo. Alojaen su interior a los nucleones:los protones (+) y neutrones(sin carga).
Estructura AtómicaNube electrónica
Es la región que rodea al núcleo, endonde se hallan los electronesubicados específicamente en lasregiones de máxima probabilidadREEMPE
La nube electrónica está formada por:
Niveles de energía: K, L, M, N, O, P, Q o capas 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7Los niveles se dividen en subniveles: s, p, d, f (0, 1, 2, 3)En cada nivel existen orbitales, cada orbital puede tener hasta
dos electrones.
n : número cuántico principal
l : número cuántico del momento angular orbital
m : número cuántico magnético
s : número cuántico del spin electrónico
Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores
permitidos:
para m : todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para n : números enteros 1, 2, 3,…
para l : números enteros desde 0 hasta (n-1)
para s : sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
n : Número cuántico principal
Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es
decir su cercanía al núcleo.
Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor
0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel
energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con
spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia
esférica, recibe el nombre de 1s
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:
Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas
espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad; principal : líneas intensas; difuse :
líneas difusas; fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros
l : Número cuántico del momento
orbital angular
Si l = 0 el orbital es del tipo s
Si l = 1 los orbitales son del tipo p
Si l = 2 los orbitales son del tipo d
Si l = 3 los orbitales son del tipo f
m : Número cuántico de la orientación
espacial del orbital.
s: Número cuántico del momento angular (de
giro del electrón).
“ sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones que
necesariamente tendrán valores diferentes de su número
cuántico de spin (s) ”.
Para s los valores pueden ser:
+ 1/2
- 1/2
Partículas subatómicas
Estructura AtómicaPartícula Localización Carga eléctrica
relativaSímbolo Masa Real (g)
Electrón Nube electrónica
- 1 e- 9,110 x 10-26
Protón Núcleo + 1 p 1,673 x 10-24
Neutrón Núcleo 0 n 1,673 x 10-24
El átomo es eléctricamente neutro por tener igual cargapositiva y negativa. Los átomos son extremadamentepequeños. Un átomo de hidrógeno (el átomo más pequeñoque se conoce) tiene aproximadamente 5 x 10-8 mm dediámetro.
Estructura Atómica
La mayoría del espacio ocupado por un átomo está enrealidad vacío porque el electrón gira a una distanciamuy alejada del núcleo.
Todos los átomos se identifican por el número deprotones que tiene en su estructura.
Estructura Atómica
Número Atómico. (Z)
Se representa con una zeta (Z). Es el número de protonesexistentes en el núcleo. La identidad química de un elementoqueda definida por el número atómico.
Z = Nº de protones
En un átomo eléctricamente neutro, el número de protones es igual al número de electrones.
Z = Nº de protones = Nº de electrones
Estructura AtómicaIones
Son átomos que contienen cargas eléctricas, pueden serpositivos o negativos. Cuando el número de electronescambia en un átomo, la carga eléctrica también cambia.
Si un átomo adquiere electrones, recoge undesproporcionado número de partículas cargadasnegativamente y, de esta manera, se convierte en negativoy se llama anión.
Si un átomo pierde electrones, el balance entre las cargaspositivas y negativas cambia en la dirección opuesta y elátomo se convierte en positivo, es decir un catión.
Estructura Atómica
Carga del Átomo (Carga Relativa)
La magnitud (+1, +2, -1, -2, etc.) de la carga eléctrica corresponderá alnúmero de electrones adquiridos o perdidos.
La carga de un átomo se determina de acuerdo al número de protones yelectrones que este posee.
Si es neutro: Nº p = Nº e-Si es ion: Nº p = Nº e-
Carga de átomo = Nº p – Nº e-
Estructura Atómica
Número de Masa (A)
Se representa con una (A). Está formado por la suma de losprotones y neutrones presentes en el núcleo del átomo
Para determinar el número de neutrones, se resta delnúmero de masa el número atómico.
A = Nº de neutrones + Z
Nº de neutrones = A – Z
Estructura Atómica
Representación de un Elemento Químico
A= Número de masaZ= Número atómico
aC
n
A
Z E arg
Estructura AtómicaIsótoposSon átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (Z) ydiferente número de masa por lo tanto tendrán propiedades semejantes.Su número de masa varía, porque tienen distinto número de neutrones en elnúcleo.Por ejemplo: Existen tres tipos de átomos de hidrógeno, los tres con un soloprotón en el núcleo. La forma predominante no tiene neutrones.
Isótopo Z Nº neutrones Nº másico Símbolo
Hidrógeno 1 0 1Deuterio 1 1 2
Tritio 1 2 3
H1
1
H2
1
H3
1
En la naturaleza la mayoría de los elementos se encuentran comomezclas isotópicas. Artificialmente se pueden producir isótopos queno existen en la naturaleza.
Estructura AtómicaUsos de los radio isótopos
Radioisótopos Símbolo Usos
Carbono 14 14C Fechado radiactivo de fósiles y seres vivos.Uranio 238 238U Determinación de la edad de las rocas.Tecnecio 99 99Tc Formación de imágenes de cerebro, tiroides, hígado,
riñón, pulmón y sistema cardiovascularYodo 131 131I Diagnóstico de enfermedades de la tiroidesTalio 201 201Tl Formación de imágenes del corazón.Fósforo 32 32P Detección de cáncer en la piel.
Rastreo genético de DNA.Sodio 24Na Detección de obstrucciones el sistema circulatorio
Cromo 51 51Cr Determinación del volumen de glóbulos rojos yvolumen total en sangre.
Hierro 59 59Fe Detección de anemiaSelenio 75 75Se Formación de la imagen del páncreasCobalto 60 60Co Irradiación de frutas y verduras frescas
Ejercicios
1.Completa las siguientes tabla
-212
6C
Átomo o ión del elemento
Electrones 8 28 54 7 12 10Protones 6 31 56 7 15 9
NeutronesEspecie anión
Ejercicios
Símbolo
Protones 34 78 86
Neutrones 34 42 136
Electrones 36 30 78
Carga neta +3 0
Especie
2.Completa las siguientes tabla
254
26 Fe
Masa Atómica
Las masas reales de los átomos son muy pequeñas y no se pueden
medir, es necesario recurrir a masas relativas
Se ha definido una escala relativa de masas atómicas.
Esta escala se basa en la unidad de masa atómica (uma)
UMA: 1/12 de la masa de átomo de carbono, llamado carbono -
12.
El isótopo tiene 6 protones y 6 neutrones y tiene una masa real de
1,9927 x 10-23 g. Por lo tanto, 1 uma es igual a 1,6606 x 10-24 g.
Masa Atómica
Ejemplo
Elemento Masa atómica
H 1,008 uma
Mg 24,31 uma
Na 22,99 uma
Masa molecular
Es la suma de la masa atómica de los átomos que conforman el
compuesto. Se expresa en uma.
Ej.: Hallar la masa molecular de H2SO4
Masa Molecular = 2 (masa atómica de H) + 1 (masa atómica de S) + 4(masa
atómica de O)
Masa Molecular = 2(1) + 1(32) +4(16)
Masa Molecular H2SO4 = 98 uma
Ejemplo:
Compuesto
Masa molecular
H2O 18,015 uma
HNO3 63,012 uma
HBr 80,917 uma
Elemento Masa
atómica
Masa Molar Cantidad
de átomos
H 1,008 uma 1,008 g 6,022 x 10 23
Mg 24,31 uma 24,31 g 6,022 x 10 23
Na 22,99 uma 22,99 g 6,022 x 10 23
Masa Molar- Elemento
Es la masa atómica o la masa molecular, según sea el caso,
expresada en gramos.
Masa Molar - Compuesto
Compuesto
Masa molecular
Masa molar
Cantidad de moléculas
H2O 18,015 uma 18,015 g 6,023 x 1023
HNO3 63,012 uma 63,012 g 6,023 x 1023
HBr 80,917 uma 80,917 g 6,023 x 1023
Mol y Número de Avogadro
Docena
Resma
Mol 6,022 x 10 23 objetos
Entonces se tiene que:
1 mol de átomos = 6,023 x 1023 átomos
1 mol de moléculas = 6,023 x 1023 moléculas
1 mol de iones = 6,023 x 1023 iones
1 mol de electrones = 6,023 x 1023 electrones
Ejemplo:
¿Cuántos átomos hay en 1 mol de Carbono?
¿Cuántas moléculas hay en 5 moles de H2O?
¿Cuántos moles hay en 1,85x1025 moléculas de H2SO4?
ISOTOPOS, NUMERO MASICO Y
NUMERO ATOMICO
A = masa atómica del elemento natural
Ai = masa atómica de cada isótopo
xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla
Ejercicio de aplicación:
La plata natural está constituida por una mezcla de dos
isótopos de números másicos 107 y 109. Sabiendo que
abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y 109Ag
=44%. Deducir el peso atómico de la plata natural.