§ La materia está formada por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
§ Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre si.
§ Los compuestos están formados por combinaciones de átomos de distintos elementos.
2.- MODELO ATÓMICO DE THOMSON
§ El átomo es una masa cargada positivamente y los electrones están incrustados en esa masa positiva.
3.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Rutherford realizó la experiencia de la lámina de oro: bombardeó una lámina de oro con partículas alfa (formadas por partículas cargadas positivamente) y observó los siguientes resultados:
* La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse. Este hecho lo explicó considerando que la radiación no encuentra ningún obstáculo a su paso.
* Una pequeña parte de las partículas alfa atravesaba la lámina, pero sufría una leve desviación. Este hecho lo explicó justificando que la desviación es debida a que la radiación pasa cerca de una región que posee carga positiva y las cargas del mismo signo se repelen.
* Una de cada 10.000 partículas alfa rebotaba hacia atrás al llegar a la lámina. Este hecho lo explicó considerando que la radicación incide en esa región con carga positiva y la repulsión es tan fuerte que hace retrocer la radiación alfa.
A partir de esta experiencia elabora su modelo:
§ El átomo está hueco en su mayor parte
§ Existe una región con carga positiva, el núcleo, y la mayor parte de la masa
§ Los electrones giran alredor del núcleo
4.- MODELO ATÓMICO DE BÖHR:
Segú la teoría de Rutherford, los electrones que tienen carga negativa, giran alredor del núcleo van perdiendo energía y acabarían precipitándose sobre el núcleo. Eso no ocurría.
§ Segú Bohr los electrones giran alredor del núcleo en órbitas circulares sin emitir ni absorber energía. A estas “órbitas” les llamó niveles de energía
§ A cada nivel le corresponde un valor determinado de energía
§ Cada nivel admite un número determinado de electrones = 2n2
§ Abandonamos la idea de órbita estacionaria, y pasamos a hablar de ORBITAL: región del espacio donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.
§ El electrón se comporta como onda en su movimiento alredor del núcleo (dualidad onda-corpúsculo).
§ Principio de incertidumbre de Heisemberg: es imposible predecir la trayectoria exacta del electrón, por eso hablamos de orbitales.
§ En un orbital puede haber como máximo 2 electrones.
Los orbitales se denominan:
s: hay sólo 1 tipo. El nº máximo de electrones es 2
p: hay 3 tipos. El nº máximo de electrones es 6
El orde de ocupación de los electrones sigue el esquema de la imagen de la derecha.
§ En un orbital puede haber como máximo 2 electrones.
Los orbitales se denominan:
s: hay sólo 1 tipo. El nº máximo de electrones es 2
p: hay 3 tipos. El nº máximo de electrones es 6
d: hay 5 tipos. El nº máximo de electrones es 10
f: hay 7 tipos. El nº máximo de electrones es 14
El orde de ocupación de los electrones sigue el esquema de la imagen de la derecha.6.- NÚMERO ATÓMICO
Es el número de protones que tiene un átomo. En estado neutro el número de protones coincide con el número de electrones. Se representa por Z
7.- NÚMERO MÁSICO
Es la suma de protones y neutrones que hay en un átomo. Se representa por A
8.- ISÓTOPOS
Son átomos del mismo elemento (igual nº atómico) pero diferente número másico, por tanto diferente número de neutrones
9.- IONES
Un ión es un átomo con carga.
Si un átomo pierde electrones adquiere carga positva (catión)
Si un átomo gana electrones adquiere carga negativa (anión)
