GE 1 Particulas Elementales y Modelos Atomicos

Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°1, Electivo.
Partículas Elementales
Las partículas elementales son los principales constituyentes de la materia. Durante el siglo V a.C., el
filosofo griego Demócrito junto con su maestro Leucipo plantearon que el universo y todo aquello que en él se
encuentra está formado por una partícula común e indivisible a la que llamaron “átomo” (del griego a=sin y
tomos=división). La escuela de Aristóteles, en cambio planteaba la continuidad de la materia y explicaba al
universo considerando 4 elementos (Tierra, Aire, Fuego y Agua) como formadores de la naturaleza.
Las idas de Demócrito y Leucipo solo tuvieron eco cuando en 1808 John Dalton plantea los primeros
esbozos de lo que sería la Teoría atómica, con gran repercusión en la comunidad científica.
Teoría atómica de Dalton.
John Dalton enuncia una seria de postulados basándose en la
combinación química, afirmando que:






Los átomos son partículas indivisibles.
Toda la materia está formada por átomos
Los cambios químicos corresponden a una combinación,
separación o reordenamiento de átomos.
Los átomos que forman los compuestos son de dos o más clases
diferentes.
Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y
tienen igual masa.
Los átomos que forman los compuestos están en una relación de
números enteros y sencillos.
Hasta entonces se había creído que los átomos eran partículas
indivisibles, pero en realidad, pronto surgieron muchas interrogantes que
hicieron pensar que la estructura atómica no podía ser tan sencilla como
suponía la teoría de Dalton. Entre ellas estaba las descargas
eléctricas en gases a baja presión.
John Dalton naturalista, químico,
matemático y meteorólogo
británico.
¿Sabías qué…
Otras de las interrogantes que
hicieron pensar que la estructura
atómica no podía ser tan sencilla,
eran
el
fenómeno
de
la
radiactividad, los espectros de
emisión y la electrolisis?
Descarga eléctrica de los gases y descubrimiento de los
electrones.
En 1879, Williams Crookes observó que en los tubos o
bombillas de descarga, en que se había formado vacío, se generaban
descargas eléctricas cuando se aplicaban altos voltajes sobre discos
metálicos (electrodos). Al interior del tubo, se desprendía una radiación
del cátodo (polo negativo) al ánodo (polo positivo), por lo que los
denominó rayos catódicos.
La intensidad de la luminosidad y su color dependían de la
descarga eléctrica y la naturaleza del gas dentro del tubo.
www.preusm.cl – Coordinación de Química.
Tubo de Crookes
Página 1
Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°1, Electivo.

Propiedades y efectos de los rayos catódicos:
o
o
o
o
o
o
Los rayos catódicos salen del catado perpendicularmente a su superficie y en ausencia de
campos eléctricos o magnéticos se propagan en forma rectilínea.
Son desviados por un campo eléctrico, desplazándose hacia la parte positiva del campo.
Son repelidos por el polo negativo de un campo eléctrico.
Producen efectos mecánicos; ya que pudieron mover un molinete de hojas de mica que se
interpuso en su paso.
Transforman energía cinética en energía térmica, elevando la temperatura de los objetos que se
oponen a su paso.
Ionizan el aire que atraviesan.
En 1897 el físico inglés, Joseph Thomson, estudió la naturaleza
eléctrica de estos rayos haciéndolos pasar por un campo eléctrico.
Observo que el haz de rayos catódicos era atraído hacia la placa con
carga positiva. Para explicar este fenómeno Thomson dedujo que
estos rayos estaban formados por partículas con carga negativa a las
que llamo electrones.
Para Thomsom fue imposible medir y calcular de manera exacta la
carga y la masa del electrón, sin embargo pudo establecer una relación
entre ambas: CARGA/MASA = -1.76 · 108 [C/g]
En 1907 Robert Millikan determinó el valor de la carga del
electrón mediante la observación de gotas de aceite suspendidas en un
campo eléctrico. La masa del electrón se pudo calcular empleando los
resultados de los experimentos de Thomsom y Millikan.
Electrón:
CARGA (Coulomb)
-1.6022 · 10-19
Sistema utilizado por Thomson para
medir la relación entre carga y la masa
del electrón.
MASA (Gramos)
9.11 · 10-28
Sistema utilizado por Millikan para
determinar el valor de la caga del
electrón.
Protones:
En 1886, Eugen Goldstein utilizando un tubo de rayos catódicos
con el cátodo perforado, descubre un haz visible que se desplazaba del
polo positivo a negativo, llamándolo rayos canales. Estos atravesaban
las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior de este. Al
comprobar que los rayos canales eran partículas positivas y que su masa
dependía del gas encerrado en el tubo, llamó protones a las partículas
que se liberaban al usar hidrógeno gaseoso.
www.preusm.cl – Coordinación de Química.
Representación del tubo de descarga de
Goldstein.
Página 2
Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°1, Electivo.
Otro dato muy importante es que la carga de los rayos canales era exactamente la misma, en valor
absoluto, que la de los rayos catódicos, a pesar de la enorme diferencia de sus masas. En efecto la masa del
protón es por lo menos unas 1840 veces más grande que la del electrón.
Protón:
CARGA (Coulomb)
+1.6022 · 10-19
MASA (Gramos)
1.6725 · 10-24
Neutrones:
A mediador de 1920, Ernest Rutherford observó que la suma de las masas de los electrones y protones
en un átomo era bastante menor a su masa total, casi la mitad del valor observado. Intentando aclarar los
resultados obtenidos postula que:



Existe aparentemente una nueva partícula subatómica el neutrón
Esta partícula posee carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los experimentos
con tubos de descarga.
Posee una masa similar a la del protón y se encuentra situada en el núcleo del átomo.
Posteriormente en 1932 James Chadwick, detectó esta partícula subatómica en estudios de reacciones
nucleares. Las características observadas coincidieron con las mencionadas por Rutherford, así que por tanto el
nombre de neutrón se mantuvo. Con estos nuevos elementos aclaratorios, el trabajo científico se centró en
establecer formalmente un modelo que permitiese ilustrar la conformación del átomo, es decir, la forma o
disposición de protones y electrones en él.
Neutrón:
CARGA (Coulomb)
0
MASA (Gramos)
1.67495 · 10-24
Modelos Atómicos
Teniendo como base científica la naturaleza de la materia, el estudio físico planteó la necesidad de
interpretar un modelo básico y elemental donde confluyeran partículas con carga y una interpretación lógica para
las emisiones anteriormente descubiertas.
Modelo atómico de Thomsom
A partir del descubrimiento del electrón Thomsom deduce que el
átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente,
en cuyo interior estaban incrustados los electrones otorgándole la
neutralidad eléctrica obviamente asumida, e idea un modelo atómico
sencillo, de fácil interpretación pero carente de sustento físico. El modelo
denominado “budín de pasas”.
Modelo atómico de Thomsom
“budín de pasas”
www.preusm.cl – Coordinación de Química.
Página 3
Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°1, Electivo.
Modelo atómico de Rutherford
Ernest Rutherford (alumno de Thomsom) idea un modelo atómico
más sensato, valiéndose de un experimento muy simple y de gran
precisión. Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizo incidir
un haz de partículas alfa (α). El experimento buscaba demostrar que el
átomo se componía de un cúmulo de partículas positivas (protones)
confinadas en un espacio mínimo (menos del 1% del volumen total del
átomo), todo el resto del espacio era vacío y en él se movían los
electrones.
Mediante su experimento pudo concluir que:




La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que
solo algunas partículas alfa son repelidas cuando chocan con
algo solido (núcleo del átomo).
El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas
partículas alfa experimentan desviaciones al pasar cerca de él
(cargas de igual signo se repelen).
La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la
totalidad de las partículas alfa atraviesan la lámina sin
experimentar desviaciones.
Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues
no interfieren en el paso de las partículas alfa, tampoco son
atrapados por el núcleo.
Sin embargo este modelo no fue totalmente aceptado por los
científicos por presentar los siguientes errores:


El modelo no aclara que ocurre con la atracción entre el núcleo y
os electrones girando a su alrededor.
Según los físicos de la época la atracción núcleo – electrón,
aceleraría a este último y lo haría caer inapelablemente al
núcleo. De este modo, el modelo carecería de sustento físico.
¿Sabías qué…
años más tarde de que Thomson
elaboró su modelo atómico, JeanBaptiste Perrin lo modificó, sugirió
por primera vez que las cargas
negativas son externas al "budín"?
Modelo atómico de Rutherford
”planetario”
Actividad 1:
Averiguar: ¿Qué quiere decir la
frase: “la materia y la radiación
tienen naturaleza dual”?
Modelo atómico de Niels Bohr
Niels Bohr, basado en el átomo de hidrógeno realiza los siguientes postulados:

La energía de un electrón está cuantizada, vale decir, sólo puede tener valores específicos (niveles
de energía).

Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones bien definidas donde no pierden ni
ganan energía (estados estacionarios); “no hay emisión ni absorción de energía mientras los electrones
se mantengan en el mismo nivel”.
www.preusm.cl – Coordinación de Química.
Página 4
Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°1, Electivo.

Si un electrón recibe energía puede pasar a otro nivel superior, si se devuelve al nivel de
energía original, emite el exceso en forma de onda electromagnética (luz).

Las orbitas donde giran los electrones son circulares.

En estado fundamental el electrón siempre se encontrará muy cercano al núcleo.
A pesar de sus postulados, su modelo presentó las siguientes
fallas:


El modelo solo logró explicar satisfactoriamente átomos
hidrogenados. Para aquellos con más de un electrón solo pudo
predecir el número máximo por nivel (2n2).
El modelo planteaba que la órbita de los electrones era circular
(radio fijo). Con esta presunción fue imposible comprender los
distintos estados enérgicos de los electrones.
El modelo atómico de Bohr constituye el último intento de un
sistema atómico usando la física clásica, y su logro parcial se debe a que
introduce en el modelo algunas condiciones propias de la física cuántica
(aplicada por primera vez a modelos atómicos).
Modelo atómico de Bohr
Modelo mecánico cuántico de Schrödinger
Abandonó la idea de orbitas precisas y las sustituyó por descripciones de las regiones del espacio (llamadas
orbitales) donde es más probable que se encuentren los electrones.
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
A pesar de los avances alcanzados por Niels Bohr, su modelo
atómico presentaba deficiencias cuando se deseaba explicar el espectro
de átomos multielectrónicos (más de un electrón), lo que llevó a otros
científicos a suponer la existencia de estructuras dentro del átomo que
los modelos anteriores no describían, las que denominó subniveles de
energía. En 1924 Louis de Broglie, sugirió que los electrones se
comportan como partículas (masa) y ondas (energía). A partir de
entonces los electrones son tratados como ondas y su ubicación
se indica sólo en términos de probabilidades.
En 1927, Werner Heisenberg complica aún más los postulados
clásicos estableciendo uno de los dogmas más intrigantes de la física. Se
da cuenta de que para una partícula analizada bajo la perspectiva
cuántica, el simple hecho de medir 2 de sus propiedades al mismo
tiempo conlleva a errores e imprecisiones. A partir de un supuesto
matemático, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición y
www.preusm.cl – Coordinación de Química.
Modelo mecánico cuántico de
Schrödinger
Página 5
Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°1, Electivo.
la cantidad de movimiento de un electrón y en general, de una partícula
de pequeño tamaño. A medida que la materia adquiere mayor masa la
imprecisión se hace menor.
La ecuación de Schrödinger
Basandose en las observaciones de Louis de Broglie, Schrödinger
dedujo una ecuación fundamental, llamada la ecuación de onda, que
logra descifrar el comportamiento de un electrón alrededor del núcleo
atómico.
Si la posición no es exacta, Schrödinger plantea las posibles
ubicaciones en términos probabilísticos, así las soluciones a las
ecuaciones de onda se denominan “orbitales”, aclarando que un
“orbital” es una función matemática, no un parámetro físico, tampoco se
trata de una órbita ni una trayectoria precisa.
Físicamente corresponde a la zona del espacio donde
posiblemente se encuentre el electrón girando.
Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizaron
por un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir
un modelo comprensible para el átomo. Con la teoría de Schrödinger
queda establecido que los electrones no “giran” en orbitas alrededor del
núcleo tal como lo había propuesto Bohr, sino que en orbitales que
corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo donde hay una
alta probabilidad de encontrarlos.
Actividad 2:
Realizar una línea cronológica
anotando
los
hitos
más
importantes de esta unidad
temática,
por
ejemplo,
descubrimiento de las partículas
subatómicas,
los
modelos
atómicos, etc.
¿Sabías qué…
la ecuación de onda depende de
los valores de tres variables que
reciben la denominación de
números
cuánticos.
Cada
conjunto de números cuánticos,
definen una función específica
para un electrón?
Orbitales del modelo mecánico cuántico
www.preusm.cl – Coordinación de Química.
Página 6
Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°1, Electivo.
Ejercicios
1. De los tubos de descarga no fue posible
determinar
A) los neutrones.
B) que los rayos catódicos viajan en línea recta.
C) las emisiones de rayos X.
D) los rayos canales con carga positiva.
E) los rayos catódicos con carga negativa.
2. Los rayos canales, difieren de los rayos catódicos
en
I) la masa.
II) la carga.
III) el gas que los genera.
IV) el sentido del flujo.
A) sólo I
B) sólo II
C) sólo III
D) I, II
E) I, II y IV
3. Respecto a los electrodos, es correcto que
A) cátodo es el electrodo negativo y ánodo es el
electrodo positivo.
B) ánodo es el electrodo positivo y cátodo es un
electrodo neutro.
C) cátodo es el electrodo positivo y ánodo es el
electrodo negativo.
D) ánodo es un electrodo neutro y cátodo es el
electrodo positivo.
E) desde ambos electrodos se emite un flujo de
electrones.
4. Según Thomsom
A) los electrones no se repelen porque anulan sus
cargas.
B) los electrones giran alrededor del núcleo atómico.
C) el átomo es la estructura más pequeña de la
materia.
D) el átomo sólo se compone de electrones.
E) ninguna de las anteriores.
www.preusm.cl – Coordinación de Química.
5. De acuerdo al modelo atómico de Ernest
Rutherford, quien presenta carga eléctrica positiva,
concentra casi la totalidad de la masa del átomo y
su tamaño es unas cien mil veces menor que el
átomo es
A) el protón.
B) el núcleo atómico.
C) el electrón.
D) el neutrón.
E) la nube electrónica.
6. Para los griegos el término ión significa “ir”,
entonces es correcto que
A) catión es el ión negativo y se dirige al ánodo.
B) anión es el ión positivo y se dirige al cátodo.
C) catión es el ión positivo y se dirige al ánodo.
D)anión es el es el ión negativo y se dirige al cátodo.
E) catión es el ión positivo y se dirige al cátodo.
7. Comparando protones y neutrones, podemos
afirmar que
A) ambos tienen la misma carga.
B) el neutrón es mucho más pesado que el protón.
C) la carga del protón es despreciable respecto a la
del neutrón.
D) ambos poseen masas similares.
E) la masa del protón es mucho mayor que la del
neutrón.
8. “……… estableció la masa y carga del electrón en
forma separada y con gran exactitud”. En la línea
punteada debiera decir
A) Thomsom
B) Millikan
C) Goldstein
D) Rutherford
E) Chadwick
Página 7
Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°1, Electivo.
9. El modelo atómico de Niels Bohr falla al suponer
que
13. Una consecuencia de la aplicación del modelo
mecánico cuántico es
A) el electrón no tiene masa.
B) la trayectoria del electrón es fija y definida.
C) la energía del electrón no siempre es la misma.
D) la masa del electrón es despreciable.
E) el electrón tiene comportamiento ondulatorio.
A) la aparición como teoría del principio de
incertidumbre.
B) el descubrimiento de los electrones.
C) la aparición de los números cuánticos.
D) los espectros de emisión.
E) la conformación del núcleo atómico.
10. El modelo mecánico
Schrödinger postula que
cuántico
de
Erwin
A) la masa del electrón está indefinida.
B) la trayectoria del electrón es elíptica.
C) existe una zona donde probablemente se
encuentre girando el electrón.
D) es imposible conocer la velocidad y posición de
una partícula cuando ésta es muy pequeña.
E) los electrones están ocupando ciertos niveles de
energía en torno al núcleo.
11. El modelo atómico de Niels Bohr se denominó
estacionario porque
14. El Principio de Incertidumbre se refiere a que
A) la física clásica y la cuántica no son aplicables al
mismo tiempo.
B) la física clásica sirve para investigar partículas
subatómicas.
C) la física cuántica describe perfectamente las
variables y propiedades del electrón.
D) los últimos modelos atómicos no están
corroborados aún.
E) para un electrón, su posición y cantidad de
movimiento están sujetas a errores cuando se
determinan simultáneamente.
A) los electrones siempre giran en las mismas
regiones y por lo tanto se mantienen estacionados
en ellas.
B) los electrones se mueven mientras el núcleo está
estacionado.
C) al absorber energía un electrón deja de moverse
para poder pasar a otro nivel.
D) a pesar del movimiento de los electrones los
átomos no se mueven.
E) mientras los electrones se mantengan en el
mismo nivel no ganan ni pierden energía.
12. La ecuación de Schrödinger describe
comportamiento del electrón basado en
el
A) sus propiedades electromagnéticas basadas en la
física clásica.
B) su velocidad al girar alrededor del núcleo.
C) su comportamiento como una onda.
D) su tamaño respecto al núcleo.
E) la aplicación de la física clásica unida a la
cuántica.
www.preusm.cl – Coordinación de Química.
Página 8