O núcleo de cada átomo está formado a súa vez por protóns e neutróns. Os electrónselectróns teñen carga eléctrica negativa (e-), os protónsprotóns a mesma, pero positiva (e+), e los neutrónsneutróns 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),...

MODELOS ATÓMICOS

Dalton (1803)Thomson (1897)Rutherford (1911)Bohr (1913)Modelo actual

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.

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.

Thomson(1897)• Demostrou a existencia de partículas cargadas negativamente, os electrónselectróns.

• Este descubrimento lo realizou estudando los raios catódicosraios catódicos.

Raios catódicos

Tubo de descarga

gascátodo

ánodo

Radiación=

electrones

10.000 voltios

Sustancia fluorescente

• 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). 

Rutherford(1911)• A experiencia de A experiencia de Rutherford,invalida Rutherford,invalida en gran parte o en gran parte o modelo anterior e modelo anterior e supón unha supón unha revolución no revolución no coñecemento da coñecemento da materia.materia.

• 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.

• 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.

Bohr(1913)

• Bohr propuxo un novo modelo

atómico , a partir dos

descubrimientos sobre a natureza

da luz e a enerxía.

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.

Modelo Atómico

Modelo Actual

CODIA electóns. ÁTOMO protóns.

NÚCLEO neutróns.

-Os electróns non describen órbitas definidas ,senon que se distribuen nunha determinada zona chamada ORBITALORBITAL.

-Nesta rexión a probabilidade de atopar o electrón é moi alta (95%)- Distribuense en diferentes niveis enerxéticos nas diferentes capas.

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.

• A forma aceptada para escribir o número atómico e o número másico dun elemento X é:

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.

Nivel ou capa

n

Numero máximo de electróns

1 2

2 8

3 18

4 32

5 32

Exemplo

• Asi , nun elemento como o potasiopotasio en estado neutro:

K 19 protóns; 19 electróns; 20 neutróns

1ªcapa : 2e-

2ªcapa : 8e-

3ªcapa : 9e-

• Dentro de cada nivel existen ademáis subniveis ou orbitais con probabilidade de atoparnos electróns.

Nivel Max de e- Subnivel ou orbitais Max de e-

1 2 s 22

2 8s 22

p 66

3 18

s 22

p 66

d 1010

4 32

s 22

p 66

d 1010

f 1414

5 32

s 22

p 66

d 1010

f 1414

6 18

s 22

p 66

d 1010

ORBITAIS

A orde da ocupación dos subniveis do átomo po los electróns é de menos a máis enerxía:

DIAGRAMA DE ENCHEMENTO DE LOS NIVELES ENERGÉTICOSDIAGRAMA DE ENCHEMENTO DE LOS NIVELES ENERGÉTICOS

627

1810626

321410625

321410624

1810623

8622

221

Máx.e-fdpsnivel

Subniveis ou orbitais

Ó escribir a configuración electrónica dun elemento ponse primeiro o número de nivelprimeiro o número de nivel e despois o despois o subnivel co número de electrónssubnivel co número de electróns que o ocupan.

Por exemplo: o Osíxeno (O)...........Z=8

1 s2 2 s2 p4 (2-6)

Nº de electróns no nivel 1

Nº de electróns no nivel 2

Exemplo : Sodio (Na)

• 1 s2 2 s2 2 p6 3 s1

• 1º nivel: 2 electróns; 

• 2º nivel: 8 electróns;

• 3º nivel: 1 electrón;

• Na táboa periódica podemos ler : 2 - 8 - 1

Z=11.........................11 electróns

718632532418138622221

Máx.e-fdpsnivelSubniveis ou orbitais

Exemplo: Cloro (Cl)

• 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p5

• 1º nivel: 2 electróns

• 2º nivel: 8 electróns

• 3º nivel: 7 electróns

• Na táboa periódica podemos ler: 2 - 8 - 7

•Z= 17 .......................17 electróns

718632532418238622221

Máx.e-fdpsnivelSubniveis ou orbitais

5

Exemplo:Ferro (Fe)

•Z= 26 •26 electróns

• 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p6 4 s2 3 d6 ordenada: 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4 s2

• 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

718632532418238622221

Máx.e-fdpsnivelSubniveis u orbitais

62

6

Exemplo:Iodo (I)

•Z= 53 •53 electróns

• 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p6 4 s2 3 d10 4 p6 5 s2 4 d10 5 p5

• 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

718632532418238622221

Máx.e-fdpsnivelSubniveis ou orbitais

6 102 6 102 5

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.

IÓNS.

• Os átomos poden a súa vez perder ou gañar electróns para estabilizarse.

• Cando un átomo gaña electróns, adquire un exceso de carga negativa.

• Formando un ión negativo ou anión ,representase como : X-

• Cando un átomo perde electróns , ten defecto de carga negativa .Ou máis carga positiva que negativa. Formando un ión positivo ou catión: X+

IÓNS.

• Exemplos :

26 Fe 26protóns 26 protóns

26electróns 26Fe+2 24electróns

30neutróns. 30neutróns

átomo de ferro catión ferro +2

Formación de ións máis probables.

• Un ión perderá ou gañará electróns , ata que se estabilice.

• A forma máis común de estabilización é a de formar estructuras electrónicas de gas nobre.

• ¿PORQUE DE GAS NOBRE?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.

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

Exemplos de formación de ións máis probables.

11Na -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 .

11Na :1s22s2p63s1 -1 e Na+

Exemplos de formación de ións máis probables.

17Cl

17Cl=1s22s22p63s23p5

+1electrón

17 Cl- 1s22s22p63s23p6 [Ar]