2.6.5. Configuración electrónica

UNIVERSIDAD GALILEO
FACED
TÉCNCAS DE INVESTIGACIÓN EDUCATIVA
DRA. SILVIA ARCE
TEMA No. 2
Teoría Atómica
Karen Azucena Rodas Pérez
Carné 20074182
1
Introducción
Le ha tomado siglos a la humanidad poder comprender la estructura de la materia.” La
materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio, que posee masa y volumen” . Frase
que encontramos en la mayoría de los libros de química. Pero ¿cómo está conformada
La materia?, la inquietud surgió hace mucho tiempo cuando los filósofos intentaban dar
respuesta a tan enorme interrogante. Recordemos que en aquella época otra de las
limitantes era la falta de equipo.
Demócrito y Leucipo en el siglo V a. C propusieron que la partícula más pequeña de la
cual está conformada la materia eran los átomos, idea que prevalece hasta nuestros días,
con otro contexto.
En el presente trabajo se desarrollan los diversos aportes de los filósofos y científicos
que através de la historia se dedicaron al estudio de la materia, descubrimientos que
permitieron ir entendiendo la complejidad de la materia.
Se presenta la evolución del modelo atómico hasta nuestros días. Desde que era
concebido como una esfera compacta e indivisible hasta el modelo actual que propone
una nube de electrones. ( teoría cuántica)
2
Objetivos
1. Explicar las partículas subatómicas.
2. Describir el experimento de Rutherford para caracterizar la estructura atómica.
3. Describir los diferentes modelos atómicos propuestos a lo largo de la historia.
4. Describir las partículas subatómicas
5. Definir los términos isótopo, número atómico y número de masa
6. Explicar el uso del símbolo
para describir un átomo dado.
7. Describir la formación de iones.
3
CONTENIDO
Número de página
2. Átomos, iones y moléculas .......................................................................................... 5
2.1
Teoría atómica : ................................................................................................ 5
2.1.1 Teoría atómica de Dalton. ................................................................................... 5
2.2 La estructura atómica, partículas subatómicas, el núcleo del átomo, número atómico
e identidad ........................................................................................................................ 8
2.3 Pesos atómicos, isótopos y cálculo del peso atómico según la existencia del
elemento en la naturaleza ................................................................................................. 9
2.3.1 Isótopos: ............................................................................................................ 10
2.3.1.1 Número atómico, número de masa e isótopos ........................................... 10
2.3.1.2 Interpretación de los símbolos de los isótopos. .......................................... 10
2.3.2 Masas atómicas de los elementos. .................................................................... 11
2.3.3 Masa media de los isótopos ............................................................................... 12
2.4 Número atómico e identidad química ....................................................................... 12
2.5 Peso atómico y peso molar y unidades de los mismos ............................................. 12
2.5.1. Número de avogadro ........................................................................................ 13
2.5.2 Cálculo de moles y número de átomos .............................................................. 14
2.5.3 Cálculo del número de átomos ......................................................................... 14
2.5.4 Masa Molar ....................................................................................................... 15
2.6 Orbitales atómicos, números cuánticos y configuración electrónica. ...................... 15
2.6.1 El modelo del átomo de Bohr. ........................................................................... 15
2.6.2 El Modelo del átomo de la mecánica ondulatoria ............................................. 16
2.6.3 Números cuánticos. ........................................................................................... 17
2.6.3.1 Número cuántico principal (n) .................................................................... 17
2.6.3.2 Número cuántico del momento angular ( l ) ............................................... 18
2.6.3.3. Número cuántico magnético ...................................................................... 18
2.6.3.4. Número cuántico d espín del electrón ( ms)............................................... 18
2.6.4. Los orbitales ..................................................................................................... 18
2.6.4.1.1 Los electrones en los orbitales s .................................................................. 19
2.6.4.1.2 Los electrones en los orbitales P.................................................................. 19
2.6.4.1.3 Los electrones en los orbitales d y f ........................................................ 19
2.6.5. Configuración electrónica .................................................................................... 20
2.7 Iones ......................................................................................................................... 21
2.8 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS .................................................................... 22
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2. Átomos, iones y moléculas
Según Raymond Chang(2008) “En el siglo V a. C, el filósofo griego Demócrito expresó
su creencia de que toda la materia estaba formada por partículas indivisibles, muy
pequeñas, alas que llamó átomos( que significa inseparable o indivisible). Si bien la idea
no fue aceptada por muchos filósofos de su época ( Platón y Aristóteles), de alguna
manera perduró. La evidencia experimental obtenida en las primeras investigaciones
científicas apoyó la noción del atomismo y, gradualmente, dio origen a las definiciones
modernas de elementos y compuestos. Fue en 1808 cuando el científico y profesor
inglés John Dalton, formuló una definición precisa de los componentes estructurales
indivisibles de la materia llamados átomos. ”
2.1 Teoría atómica :
Cuando los científicos del siglo XVIII estudiaron la naturaleza de los materiales
observaron lo siguiente :
Según Zumdahl (2007)
“ La mayoria de los materiales naturales son mezclas de sustancias puras.
Las sustancias puras son elementos o combinaciones de elementos llamadas
compuestos.”
Un compuesto dado siempre contiene la misma proporción ( en masa) de elementos. Por
ejemplo, el agua siempre contiene 8 g de oxígeno por cada g de hidrógeno, y el dióxido
de carbono siempre contiene 2.7 g de oxígeno por cada g de carbono. Este principio se
llama la ley de la composición constante e indica que un compuesto dado siempre tiene
la misma composición sin importar de dónde se obtenga (Zumdahl 2007)
John Dalton científico y maestro inglés, efectuó estas observaciones y en 1808 ofreció
una explicación, la cual recibió el nombre de Teoría atómica de Dalton. Las
principales ideas de esta teoría (modelo) son las siguientes:
2.1.1 Teoría atómica de Dalton.
1. Los elementos están constituidos de partículas diminutas llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos.
3. Los átomos de un elemento dado son diferentes de los de cualquier otro elemento.
4. Los átomos de un elemento se pueden combinar con los de otros elementos para
formar compuestos. Un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo y tipos
de átomos.
5. Los átomos son indivisibles en los procesos químicos. Es decir, no se crean ni se
destruyen en las reacciones químicas. Una reacción química simplemente cambia la
forma en que están agrupados los átomos. (Zumdahl 2007)
Según Zumdahl (2007) “El modelo de Dalton explicó con éxito aspectos importantes
como la ley de la composición constante (ley de la composición definida). Esta ley se
cumple, ya que si un compuesto contiene siempre el mismo número relativo de átomos,
siempre tendrá las mismas proporciones en masa de los distintos elementos cias puras
son elementos o combinaciones de elementos llamadas compuestos.”
Como todos los conceptos nuevos, el modelo de Dalton no fue aceptado de inmediato.
Sin embargo, él estaba convencido de estar en lo cierto y empleó su modelo para
5
predecir de qué manera se pueden combinar determinados pares de elementos para
formar más de un compuesto. Por ejemplo dijo que el nitrógeno y el oxígeno podrían
formar un compuesto que tuviera un átomo de nitrógeno y otro de oxígeno ( se escribe
NO), otro compuesto que tuviera un átomo de nitrógeno y dos de oxígeno ( se
representa NO2 ), y así sucesivamente . Cuando se verificó la existencia de estas
sustancias, el modelo de Dalton probó su validez. El hecho de que Dalton haya
predicho de manera correcta la formación de compuestos múltiples entre los elementos
condujo a la aceptación generalizada de su teoría atómica. (Zumdahl 2007)
2.bp.blogspot.com/.../s320/Rutherford_atom.png
Imagen que muestra el modelo de Dalton: Propuso que el átomo era una esfera compacta e indivisible
La teoría atómica de Dalton, propuesta alrededor de 1808, explicó en forma tan
convincente la composición de los compuestos que tuvo una aceptación general. Los
científicos adoptaron el concepto de que los elementos están formados por átomos y los
compuestos son un conjunto específicos de átomos unidos en cierto modo. Pero, ¿qué es
un átomo? Puede ser una pequeña pelota de materia que tenga la misma composición
interna sin estructura como un balín. O puede estar formado de partes, de diversas
partículas subatómicas. En caso de que el átomo contenga partes, debe existir alguna
manera de descomponerlo en ellas. (Zumdahl 2007)
Durante el siglo XIX muchos científicos pensaron en la naturaleza del átomo, pero no
fue hasta finales de ese periodo que se obtuvo evidencias convincentes de que el átomo
lo forman varias partes distintas.
El físico inglés J. J. Thomson demostró, a fines de la década de 1890, que los átomos de
cualquier elemento contenían diminutas partículas negativas. Él concluyó que todos los
tipos de átomos contienen partículas de carga negativa, en la actualidad se llaman
electrones. (Zumdahl 2007)
Con base en estos resultados, Thomson se hizo muchas preguntas acera del átomo.
Observó que el átomo, como un todo, no tenía carga negativa o positiva. Por lo tanto,
llegó a la conclusión de que también debía contener partículas positivas que equilibraran
la carga negativa de los electrones, de manera que la carga total del átomo fuera igual a
cero. (Zumdahl 2007)
Otro científico que estudió la estructura del átomo fue William Thomson ( mejor
conocido como Lord Kelvin, y sin relación alguna con J.J. Thomson . Lord Kelvin
propuso el concepto ( que tal vez se le haya ocurrido durante algún almuerzo) de que el
átomo era semejante a un budín de pasas ( un budín con pasas distribuidas de forma
aleatoria en su interior).
Kelvin analizó que el átomo puede considerarse como un “budín.” uniforme de carga
positiva con suficientes electrones negativos en su interior para balancear dicha carga.
De aquí surgió el modelo del budín de pasas. (Zumdahl 2007)
6
2.bp.blogspot.com/.../s320/Rutherford_atom.png
En ésta imagen vemos el modelo propuesto por Thomson, que descubrió a los electrones antes de que se
descubrieran los protones y los neutrones.
Según Zumdahl ( 2007) Para los estudiantes de química en 1910, el modelo el budín de
pasas fue la única descripción del átomo. Sin embargo, los conceptos atómicos
cambiaron en forma sustancial a partir de 1911, gracias al físico Ernest Rutherford que
estudiaba física en el laboratorio de J:J: Thomson, a fines de la década de 1890. En
1911 Rutherford ya era un científico distinguido con muchos descubrimientos
importantes a su nombre. Una de sus principales áreas de interés fueron las partículas
alfa,( partículas alfa α) que tienen carga positiva y un masa aproximadamente 7500
veces mayor a la del electrón
Cuando estudió el desplazamiento de estas partículas en el aire el científico Rutherford
observó que algunas de ellas eran desviadas por “algo.” presente en el aire. Intrigado
por su observación, diseñó un experimento en el que bombardeó directamente partículas
alfa hacia una placa metálica delgada. En torno a ella colocó un detector recubierto con
una sustancia que producía pequeños destellos cuando una partícula alfa chocaba contra
ella. (Zumdahl 2007)
Los resultados del experimento fueron diferentes a los que anticipó Rutherford. Aunque
la mayoría de las partículas atravesaron la placa, algunas se desviaron con ángulos
grandes, como se muestra en la figura y otras se regresaban.
Los resultados obtenidos resultaron fantásticos para el científico. Según Zumdahl
( 2007) ¨ los describió como si hubiese disparado una pistola contra un pedazo de papel
y la bala hubiese rebotado. Él sabía que en caso de que el modelo del budín de pasas del
átomo fuese correcto, las partículas alfa α masivas atravesarían la delgada placa como
balas de cañón a través de un papel. A partir de estos resultados Rutherford concluyó
que el modelo del budín de pasas del átomo era incorrecto. Las reflexiones
considerables de las partículas alfa sólo podría provocarlas un centro de carga positiva
concentrada que las repeliese.¨
2.bp.blogspot.com/.../s320/Rutherford_atom.png
La imagen muestra el experimento realizado por Rutherford, experimento que le permitió proponer un
modelo, un átomo con núcleo.
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Rutherford explicó estos resultados en términos de que el átomo tenía un núcleo, el
propuso un átomo nuclear, con un centro denso de carga positiva, en torno al cual
giraban diminutos electrones en un espacio vacío. (Zumdahl 2007)
En base a sus experimentos llegó a la conclusión que el átomo debía tener carga positiva
para equilibrar la carga negativa de los electrones y que debía ser pequeño.
Según Zumdahl ( 2007) “En l919 Rutherford determinó que el núcleo de un átomo
contenía partículas a las que llamó protones. El protón tiene la misma magnitud (
tamaño) de carga del electrón, pero de signo positivo. Se estableció que el protón tiene
carga +1 y el electrón carga -1. Rutherford razonó que el átomo de hidrógeno tiene un
solo protón en el centro y un electrón que se desplaza por el espacio a una distancia
relativamente grande del protón (el núcleo del hidrógeno). ”
2.bp.blogspot.com/.../s320/Rutherford_atom.png
En esta imagen vemos el modelo propuesto por Rutherford un núcleo denso con carga positiva y
electrones girando en la corteza
2.2 La estructura atómica, partículas subatómicas, el núcleo del átomo,
número atómico e identidad
Según Zumdahl(2007) “ Desde que Thomson y Rutherford
difundieron sus
descubrimientos se han dado grandes avances acerca de la estructura atómica . El
concepto más sencillo de átomo es que está formado por un núcleo diminuto ( de
diámetro aproximadamente igual a 10 -13cm) con electrones que se mueven en torno a
él a una distancia promedio de 10-8cm . Para visualizar qué tan pequeño es el núcleo
comparado con el tamaño del átomo, considere que si fuese del tamaño de una uva los
electrones estallarían a una milla( 1.6km.) de distancia”
En el núcleo se encuentran los protones de carga positiva y su magnitud s igual a la
carga negativa d elos electrones, y neutrones que tienen casi la misma masa del protón
pero sin carga. Se cree que la función de los neutrones es mantener unidos a los
protones.( Zumdahl 2007)
Si a todos los átomos los forman los mismos componentes, ¿por qué los diversos
átomos tienen propiedades químicas distintas? Esto se debe al número y al
ordenamiento de los electrones. El espacio en que éstos se desplazan representa la
mayor parate del volumen atómico. Los electrones son la parte de los átomos que se
mezcla cuando éstos se combinan para formar moléculas; por lo tanto, el número de
electrones que un átomo determinado posee afecta en gran parte su interacción con otros
átomos¨
8
Por lo anterior los átomos de los distintos elementos poseen diferentes protones,
neutrones y electrones.
Para calcular las partículas se procede de la siguiente manera.
Z= número atómico
A= masa atómica
A
Z
X
Por ejemplo el aluminio tiene número atómico 13. El número atómico de cualquier
elemento nos indica el número de electrones y de protones que posee un elemento. En
este caso el aluminio que tiene número atómico 13; tiene 13 protones y 13 electrones.
Como resultado, los átomos de los elementos, con diferente número de electrones,
muestran comportamiento químico diferente. Aunque los átomos de los distintos
elementos difieren en el número de protones, el número de electrones es lo que
determina en realidad su comportamiento químico. .( Zumdahl 2007)
Actividad sugerida: Realizar una hoja de trabajo, en donde se rescaten los siguientes datos.
Nombre de los filósofos que le dieron nombre el átomo, científicos que descubrieron protones,
electrones y neutrones.
Pedirles material : Crayones, marcadores, lana, plastilina, para realizar los diferentes modelos
(El modelo de Dalton, Rutherford, Thompson, ) y que los describan brevemente
.
2.3 Pesos atómicos, isótopos y cálculo del peso atómico según la
existencia del elemento en la naturaleza
Como hemos visto el átomo tiene un núcleo con carga positiva, debida a los protones, y
con electrones en el espacio que lo rodea.
Según Zumdahl(2007) Cuando Dalton formuló su teoría atómica, a principios del siglo
XIX supuso que todos los átomos de un elemento dado eran idénticos. Esta idea
persistió más de 100 años, hasta que James Chadwick descubrió que los núcleos de la
mayoría de los átomos contienen neutrones además de protones ( éste es un buen
ejemplo de modificación de una teoría al efectuarse nuevas observaciones). Tras el
descubrimiento del neutrón, a afirmación de Dalton de que todos los átomos de un
elemento contienen el mismo número de electrones y protones, pero los átomos de un
mismo elemento pueden tener distinto número de neutrones”.
Según lo descrito anteriormente para saber cuántos neutrones posee un átomo de
Aluminio el procedimiento es el siguiente: El aluminio con número atómico 13 y masa
atómica 26.98. Tiene 14 neutrones. Para calcular la fórmula es A ( masa atómica)
menos Z ( número atómico. ) Para facilitar se representa de la siguiente manera
9
Imagen tomada de: csn.es que ilustra como se representan los isótopos z= número atómico y
A = número de masa o número másico
2.3.1 Isótopos: Son átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones.
Según Zumdahl(2007) “El número de protones en núcleo se llama número atómico. La
suma del número de neutrones y de protones en un núcleo dado se llama número de
masa del átomo”.. Para especificar de qué isótopo del elemento se trata se representa.
Ejemplo: El sodio
Imagen tomada de: quimica1m.blogspot.com En esta imagen se muestra cómo se representan
los isótopos. Al centro el símbolo del elemento, en el extremo inferior izquierdo el número
atómico, y el la parte superior izquierda el número másico (estos datos se obtienen de la tabla
periódica. )
2.3.1.1 Número atómico, número de masa e isótopos
Todos los átomos de los elementos se pueden identificar por el número de protones y
neutrones que contienen. Los isótopos tienen mismo número de protones y electrones,
pero difieren en el número de neutrones, ej. (Chang 2008)
Actividad sugerida: Realizar ejercicios en clase para calcular número de protones
neutrones y electrones de los elementos y de los isótopos. Acompañándolos
inicialmente, cuando vemos que la mayoría del salón los puede realizar, dejarlos
trabajar independientemente.
Jugar papa caliente, y al que le quede la prenda que resuelva en la pizarra el ejercicio.
2.3.1.2 Interpretación de los símbolos de los isótopos.
Según Zumdahl(2007) “ En la naturaleza los elementos suelen encontrarse como una
mezcla de isótopos” . Los tres isótopos del carbono elemental son 126C , carbono 136C y
carbono 146C. ”.Para determinar el número de cada una de las partículas se procede así.
Solución
El número de protones y electrones es el mismo en los isótopos porque el número
atómico no cambia. El número de neutrones lo encontramos restando A – Z.
Según Chang (2008) “ Los isótopos se identifican por su número de masa ej.
Hidrógeno -2, Carbono-13, uranio – 238. Así los isótopos anteriores se conocen como
Hidrógeno dos, carbono trece y uranio doscientos treinta y ocho. ” Ejemplo.
10
Calcular el número de protones electrones y neutrones para los isótopos carbono-12,
carbono-13 y carbono-14.
Resolución.
1. Se representan los isótopos de la forma X como se muestra a continuación.
12
6C = 6 protones, 6 electrones y 6 neutrones
13
6C
= 6 protones, 6 electrones y 7 neutrones
14
6C
= 6 protones, 6 electrones y 8 neutrones.
Como vemos en el ejemplo los isótopos de cualquier elemento difieren en el número de
neutrones, tienen el mismo número de electrones y protones.
Según Chang ( 2008) “ La propiedades químicas de un elementos están determinadas
por los protones, y electrones de sus átomos. En condiciones normales los neutrones no
participan en los cambios químicos. En consecuencias, los isótopos del mismo elemento
tienen similar comportamiento químico, forman el miso tipo de compuestos y
reaccionan de manera semejante”
2.3.2 Masas atómicas de los elementos.
Al ver la tabla periódica vemos que cada elemento tiene una masa atómica media, que
suele denominarse peso atómico- que es por lo general un valor decimal, no un número
entero. La masa atómica de un elemento que se muestra en la tabla periódica es en
realidad un promedio de las masas de todos los isótopos naturales de ese elemento. La
mayor parte de los elementos tienen varios isótopos de origen natural, pero sus
proporciones varían según el elemento. La masa de los átomos del isótopo carbono-12
se ha definido como 12 uma ( unidad de masa atómica). Las masas relativas de todos los
demás átomos se establecen comparándolas con este patrón. Aunque se han producido
isótopos sintéticos de prácticamente todos los elementos en el laboratorio, estos
isótopos no se tienen en cuenta para calcular las masas atómicas.( Burns 2003)
Para aclarar el concepto presento dos ejemplos
Ejemplo1 :
Según Burns ( 2003) “En una muestra del elemento bromo,
aproximadamente la mitad de los átomos tienen una masa atómica de 79 uma , y la otra
mitad , de 81 uma. Con 50 % de bromo-79 y 50% de bromo-81, la masa sería
exactamente 80 uma. Este valor es muy próximo a la masa del bromo, que se indica en
la tabla periódica como 79.9 uma.
Ejemplo 2: alrededor del 75 % de los átomos de una muestra de cloro gaseoso tienen
una masa atómica de 35 uma, y aproximadamente el 25% la tienen de 37 uma . La masa
atómica media del cloro es de 35.5 uma. Este promedio está mucho más cerca de la
masa del isótopo cloro-35 porque este isótopo es mucho más abundante en la muestra.
Ambos ejemplos se ilustran en la siguiente tabla. ”
Las masas atómicas de los elementos son el promedio de las masas isotópicas.
Isótopo
Masa (uma)
Abundancia natural
(%)
79
Br
78.9183
50.69
81
Br
80.9163
49.31
35
Cl
34.9688
75.77
37
Cl
36.9659
24.23
(Tabla tomada del libro de Ralp Burns 2003)
11
2.3.3 Masa media de los isótopos
Cuando se conoce la abundancia natural del isótopo en porcentaje, se puede calcular la
masa atómica media de un elemento.
Según Burns ( 2003) “ Para calcular la masa atómica media, primero multiplica cada
masa isotópica por el porcentaje del isótopo correspondiente (escrito en forma decimal
). Cada uno de estos valores representa la contribución de masa, del isótopo, y la suma
de todas las contribuciones de masa nos da la masa atómica media del elemento. ”
Ejemplo Calcular la masa atómica del elemento estroncio a cuatro cifras significativas.
Dados los datos.
Isótopo
Masa(uma)
Abundancia(decimal) Contribución a la
masa
Estroncio-84
83.9134 uma X
0.0050
=
0.42
Estroncio-86
83.9094 uma X
0.0990
=
8.51
Estroncio-87
86.9089 uma X
0.0700
=
6.08
Estroncio-88
87.9056 uma X
0.8260
=
72.61
Masa media = 87.62 uma
La abundancia de los isótopos son establecidas y se presentan en tablas como la que se
presenta a continuación, de la cual se extrajo la información para resolver el problema
anterior. Masa media del estroncio.( estas tablas se encuentran , en los libros.) ( Burns
2003)
Elemento
Isótopo
Abundancia%
Sr - 84
0.50
Sr - 86
9.90
Sr - 87
7.00
Sr - 88
82.90
Extraída de Burns 2003
2.4 Número atómico e identidad química
Todos los átomos de un elemento en particular tienen el mismo número de protones. Se
define el número atómico como el número de protones que hay en el núcleo de un
atómo.
Todos los átomos de hidrógeno tienen 1 protón; el número atómico del hidrógeno es 1.
Todos los átomos de sodio tiene 11 protones; el número atómico del sodio es 11.
Todos los átomos de carbono tienen 6 protones; el número atómico del carbono es 6.
( Burns 2003)
2.5 Peso atómico y peso molar y unidades de los mismos
Hay situaciones complejas, como el querer contar el número de cristales de azúcar que
hay en un tazón o el número de moléculas que hay en una cucharada de azúcar.
12
Según Burns(2003) “ La masa y el número de partículas son proporcionales. Los
químicos no pueden pesar en el laboratorio átomos o moléculas individuales, pero las
masas atómicas medias que se muestran en la tabla periódica ofrecen un medio
conveniente para obtener números iguales de átomos de clases distintas. Las masas
atómicas relativas ( que aparecen en la tabla periódica) del hidrógeno , el carbono y el
oxígeno son de 1.01 uma,
12.01 uma, 15.99 uma respectivamente. ”
Actividad Sugerida: Realizar hoja de trabajo en salón (en trios) por si surgen dudas.
Sobre: Interpretación de isótopos, Masa media de los isótopos, peso atómico y peso
molar .
Pedir una investigación sobre la aplicación de los isótopos en las diferentes industrias,
realizar una puesta en común el día de la entrega de la investigación.
Realizar un glosario de los términos claves en el cuaderno.
2.5.1. Número de avogadro
Según Burns (2003) “El número de avogadro es producto de una serie de trabajos de
investigación con gases, cristales y procedimientos de galvanoplastia . se le dio este
nombre en honor del químico italiano Amadeo Avogadro ( 1776-1856). El número de
Avogadro, que es N=6.02x1023en notación científica, y desarrollada N=
602200000000000000000000.
La cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas unitarias se
llama mol ( su abreviatura es mol). Así como una docena contiene12 objetos, y una
gruesa contiene 144, así un mol de la sustancia siempre contiene 6.02x 10 23 partículas
unitarias: el número de Avogadro de partículas.”
Un mol de átomos de carbono contiene 6.02x 10 23 átomos de carbono
Un mol de moléculas de agua contiene 6.02x 10 23 moléculas de agua
Un mol de cualquier sustancia contiene el número de Avogadro de partículas unitarias
de esta sustancia.
Según Zumdahl (2007) “En resumen, una muestra de una elemento con masa igual a la
masa atómica promedio de dicho elemento expresado en gramos contiene 1 mol de
átomos”
Según Zumdahl (2007) “Para poder realizar cálculos es importante comprender el
significado de mol y la forma de calcularlos en una masa dada de sustancia. “
Ejemplo.
Cuántos átomos de hidrógeno hay en una muestra cuya masa es de 0.500 g.
Se procede de la siguiente manera
0.500 g. H x 1 mol =0.496 mol de H x 6.02 x 10 23 átomos = 2.99 x 10 23 átomos de H
1.008g H
1 mol de átomos de H
13
2.5.2 Cálculo de moles y número de átomos
Según Zumdahl (2007) “El aluminio , es un metal con una relación elevada entre fuerza
y peso y alta resistencia a la corrosión, con frecuencia se emplea con fines estructuarles
como en los marcos de bicicletas de alta calidad. Calcule el número de moles de
átomos y el número de átomos en una muestra de 10.0 g de aluminio.”
Imagen del elemento aluminio tomada de 3.bp.blogspot.com/.../s320/bauxita.gif ( consultada el
9/9/2010) En esta imagen vemos la forma en la que se encuentra el Aluminio en la naturaleza,
que por sus propiedades y por su abundancia. es utilizado en diversas formas en la
naturaleza.
Solución
En este caso es necesario transformar la masa a moles de átomos.
La masa de un mol de aluminio ( 6.02 x 10 23 átomos) es 26.98 g. La muestra que se
estudia tiene una masa de 10.0 g. Esta masa es menor de 26.98 g, por lo que contiene
menos de un mol de átomos de aluminio. Se calcula el número de moles e átomos de
aluminio en 10.0 g mediante la siguiente equivalencia.
10.0 g Al x 1 mol Al = 0.371 mol Al
26.98 g Al
A continuación se convierten los moles de átomos al número de átomos mediante el
factor de conversión.
0.371 átomos mol de Al x 6.02 x 10 23 átomos de Al = 2.23 x 10 23 átomos de Al “
1 mol Al
2.5.3 Cálculo del número de átomos
Según Zumdahl (2007) “ Un microcircuito (chip) de silicio que se emplea en un circuito
integrado de microcomputadora tiene masa de 5.68 mg. ¿ cuántos átomos de silicio ( si)
contiene ?”
En esta imagen se muestra un chip de aluminio tomada de www.toxico-pc.com/.../xfx7800gt/13.jpg 8
(consultada el 9/9/2010) En esta imagen vemos como utilizan el Aluminio en los chips de
computadoras, por ser semiconductores de la electricidad
14
Solución: La estrategia para resolver el problema es convertir miligramos de silicio a
gramos de silicio, después a moles de silicio y, por último, a átomos de silicio. Como se
muestra a continuación.
1g =
5.68 x 10 -3 g Si
1000mg
5.68 x 10 -3 g Si x
1 mol = 2.02 x 10 -4 mol Si
28.09 g Si
2.02 x 10 -4 mol Si x 6.02 x 10 23 átomos de Si = 1.22 x 10 20 átomos Si
1 mol Si
5.68 mg Si x
2.5.4 Masa Molar
Un compuesto está formado por átomos, por ejemplo el metano ( componente principal
del gas natural) está formado por un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno su
fórmula es CH4 . Para calcular la masa de 1 mol de metano se calcula sumando las
masas de carbono y de hidrógeno. ( los datos se obtienen de la tabla periódica). Se
procede de la siguiente manera. (Zumdahl 2007)
Masa de 1 mol de C = 1 x 12.01 g = 12.01 g
Masa de 4 moles de H = 4 x 1.008 g = 4.032 g
Masa de 1 mol de CH 4
= 16.04 g
Según Zumdahl (2007) “ La masa molar se obtiene sumando las masas de los átomos
componentes.”
Actividades Sugeridas: Ejercicios en clase sobre: Masa molar, cálculo del número de átomos.
Después de realizar varios ejercicios, realizar una prueba corta para verificar el manejo del
tema.
Investigar la biografía de Avogadro.
Realizar un minilaboratorio para calcular el número de moléculas de una cucharada de
diferentes sustancias sólidas( sal de mesa, azúcar, permanganato de potasio ) y así aplicar el
concepto del número de avogadro y mol en sus cálculos. Notal el permanganato de potasio se
encuentra fácilmente en las farmacias.
2.6 Orbitales atómicos, números cuánticos y configuración
electrónica.
2.6.1 El modelo del átomo de Bohr.
Según Zumdahl (2007) “En 1911, a la edad de 25 años Niel Bohr recibió su doctorado
en Física. Estaba convencido de que el átomo podía describirse como un pequeño
núcleo positivo con electrones que giraban alrededor. En los dos años siguientes, Bohr
construyó un modelo del átomo de hidrógeno, con niveles cuantizados de energía, que
concordaba con los resultados del espectro de emisión del hidrógeno . Bohr propuso que
el electrón se movía en orbitas circulares que corresponden a los diversos niveles de
energía permitidos. Sugirió que el electrón podía saltar a una orbita distinta absorbiendo
o emitiendo un fotón de luz, con el contenido de energía correcto. El modelo de Bohr
pareció prometedor, ya que explicaba perfectamente al átomo de hidrógeno, Sin
15
embargo, los experimentos realizados posteriormente han demostrado que el modelo de
Bohr es incorrecto.
Modelo de Bohr tomada de: uy.kalipedia.com ( consultada el 10/9/2010 En esta imagen
vemos el modelo propuesto por Niels, Bohr, que propone que el átomos tiene un núcleo en
donde se encuentran los protones y neutrones. Y orbitas como el sistema planetario en donde
se encuentran los electrones.
Niels Bohr imagen tomada de: kocham.fizyke.pl (consultada
el 10/972010)
Actividades sugeridas: Realizar en el aula el modelo de Bohr de diferentes elementos, lo
pueden realizar únicamente utilizando crayones y marcadores, lo importante es utilizar la
constante 2n2 es importante realizarlo en el salón para resolver dudas.
2.6.2 El Modelo del átomo de la mecánica ondulatoria
A mediados del año 1929, se hixo evidente que el modelo propuesto por Bohr era
incorrecto y los científicos tuvieron que formular nuevas teorías. Dos físicos muy
jóvenes, el francés Lous Victor de Broglie y Erwin Schrödinger, de Austria, sugirieron
que como la luz tiene características tanto de onda como de partícula. (Zumdahl 2007)
16
Según Zumdahl (2007) “Cuando Schröndinger efectúo un análisis matemático basado
en este concepto , observó que obtenía un nuevo modelo para el átomo de hidrógeno
que también era aplicable a otros átomos, a diferencia del modelo de Bohr. El modelo
de Bohr propone que el electrón se mueve en diversas orbitas circulares. Por otra parte,,
en el modelo de la mecánica cuántica lso estados del electrón se describen mediante
orbitales. El concepto de orbital es distinto del de órbita.¨
Imágenes que ilustran los orbitales s p tomado de: página.jccm.es ( consultada 10/10/20120)
Cité éstas imágenes para ilustrar la forma geométrica que tienen los orbitales en donde
se encuentran los electrones.
Según este modelo de la mecánica ondulatoria, el electrón en el átomo no se puede
describir con precisión. Empleando modelos matemáticos, se puede predecir la
probabilidad de encontrar al electrón en determinado punto del espacio en torno al
núcleo .Mientras más intenso sea el color en determinado punto, más probable es que se
encuentre allí el electrón en un instante dadod. Zumdahl ( 2007)
2.6.3 Números cuánticos.
Según Chang ( 2006) ´´Los números cuánticos son cuatro : son valores numéricos . En
la mecánica cuántica se requieren tres números cuánticos para describir la distribución
de los electrones en el hidrógeno y otros átomos.¨
2.6.3.1 Número cuántico principal (n)
Este número puede tener valores enteros 1,2,3, y así sucesivamente. Este número
también se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo en un orbital
particular. A mayor valor de n mayor es la distancia promedio de un electrón en el
orbital respecto del núcleo y en consecuencia, el orbital es más grande. Chang ( 2006)
17
2.6.3.2 Número cuántico del momento angular ( l )
Según Chang ( 2006) ¨´El número del momento angular ( l ) indica la forma de los
orbitales . Los valores dependen del valor del número cuántico principal, n. Para un
valor dado de n, l tiene todos los valores enteros posibles este 0 hasta ( n – 1). Si n = 1,
sólo hay un valor posible de l : l = n—1 = 1 – 1 = 0. Si n = 2, hay dos valores de l: 0 y 1
Si n = 3, Hay tres valores de l : 0, 1, 2. El valor de l está representado en general por las
letras s, p d y f.¨
2.6.3.3. Número cuántico magnético
Según Chang ( 2006) ¨ El número cuántico magnético ( ml) describe la orientación del
orbital en el espacio. Dentro e un subnivel, el valor de ml, depende del valor del número
cuántico del momento angular.¨
2.6.3.4. Número cuántico d espín del electrón ( ms)
Según Chang ( 2006) ¨De acuerdo con la teoría electromagnética, una carga que gira
genera un campo magnético, y este movimiento es responsable de que el electrón se
comporte como un imán.
2.6.4. Los orbitales
Según Zumdahl (2007) “El mapa probabilístico se llama orbital, aunque la probabilidad
de encontrar el electrón disminuye al aumentar la distancia del núcleo, la probabilidad
de encontrarlo a distancias muy lejanas del núcleo no es exactamente igual a cero. Una
analogía útil sería la falta de un límite bien marcado entre la atmósfera terrestre y el
espacio exterior.¨
Según Burns ( 2003) ¨ El uso de a mecánica cuántica ha permitido penetrar más
profundamente en a estructura electrónica de los átomos. De acuerdo con los cálculos de
la mecánica cuántica, cada nivel de energía de un átomo comprende uno o más
subniveles ( también conocidos por subcapas). El primer nivel de energía tiene un solo
subnivel; el segundo tiene dons subniveles; el tercer nivel de energía tiene tres
subniveles, y así sucesivamente. En otras palabras, el nivel de energía n tiene n
subniveles.
Cada subnivel tiene uno o más orbitales, cada uno de los cuales es una región de forma
tridimensional específica. Los orbitales se designan mediante las letras minúsculas s, p
d, y f. Asimismo, cada orbital puede contener dos electrones, un ar, como máximo, pero
los electrones de este par deben tener espines opuestos. La idea de que si dos electrones
ocupan el mismo orbital deben tener espines opuestos fue propuesta por Wolfgang Pauli
en 1925. Esto se conoce como el principio de exclusión de Pauli. Burns ( 2003)
18
2.6.4.1.1 Los electrones en los orbitales s
Según Zumdahl (2007) “Son los primeros dos electrones de cada nivel de energía se
encuentran es una región donde la probabilidad electrónica se representa mediante un
orbital s, con simetría esférica y este orbital puede contener un par de electrones con
espín opuesto”.
Orbital s tomada de: sparknotes.com ( consultada el 10/10/2010) En esta imagen vemos el
orbital s que es una esfera, en donde únicamente pueden haber dos electrones.
2.6.4.1.2 Los electrones en los orbitales P
Según Zumdahl (2007) “A partir del segundo nivel de energía, y en todos los niveles
energéticos subsiguientes hay un subnivel s y un subnivel p. Cada subnivel p tiene tres
orientaciones, dos lóbulos en el eje de las x, dos lóbulos en el eje de las y, dos lóbulos
en el eje de las z.¨
Orbital p tomada de javierdelucas.es ( consultada 10/9/2010) En esta imagen vemos el orbital p
que tiene tres orientaciones, en el eje de las z, en el eje de las z y en el eje de las y.
2.6.4.1.3 Los electrones en los orbitales d y f
Según Zumdahl (2007) “A partir del tercer nivel de energía, y en todos los niveles
energéticos subsiguientes hay además un subnivel d con un conjunto de cinco orbitales,
19
capaz de contener cinco pares de electrones en total hasta un máximo de 10 electrones d
en un subnivel d. Las formas de estos orbitales son más complejas que las de los
orbitales s y p. Cuatro de los cinco orbitales d tienen cuatro lóbulos cada uno. A partir
del cuarto nivel de energía, y en todos los niveles energéticos subsiguientes hay además
un subnivel f con un conjunto de siete orbitales , capaz de contener siete pares de
electrones en total hasta un máximo de 14 electrones d en un subnivel d. Las formas de
los orbitales f son aún más complejos.
Orbital d tomada de: territorioscuola.com ( consultada el 10/09/ 2010) En esta imagen vemos
al orbital d que tiene 5 orientaciones.
Orbital f tomada de: textoscientificos.com ( consultada el 10 / 092010) En esta imagen muestra
las 7 orientaciones que tiene el orbital f. Es el más complejo de todos.
2.6.5. Configuración electrónica
Para realizar la configuración electrónica, se utiliza el diagrama de aufbau
20
html.rincondelvago.com ( consultada el 10/9/2010) En esta imagen apreciamosel diagrama de
aufbau o de flechas, que permite construir la configuración de los elementos, se usa en el
orden de la flechas.
Ej. Realizar la configuración electrónica del sodio.
Solución. Debemos buscar el elemento en la tabla periódica, y después anotar el
número atómico ( z) que nos indica el número de electrones.
El sodio tiene número atómico 11 lo que indica que tiene 11 electrones. La
configuración es la siguiente
1s2 2s2 2p6 3s1
Se inicia siempre con el 1s2 siguiendo el orden de las flechas. ( Burns 2003)
Ejemplo 2
Hierro
Su símbolo es Fe tiene número atómico 26, su configuración electrónica es la siguiente.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d6
Actividades Sugeridas: Pedirle que lleven 5 globos a cada uno, y luego formar grupos de
cinco . Pedirles que inflen los globos luego que unan dos, después tres, luego cuatro y así hasta
llegar a siete. Después de unirlos que dibujen en su cuaderno la forma que tomaron, que
describan la experiencia. Esta actividad permite que entiendan la forma que toman los
orbitales, cuando unen dos es lineal, cuando unen tres globos es forman una especie de
triángulo.
Realizar una hoja de trabajo donde se les pida realizar configuración electrónica de diferentes
elementos. Es importante que se realice en salón para resolver dudas.
2.7 Iones
Según Zumdahl (2007) “ La entidad con carga llamada ion se forma cuando se añaden o
retiran uno o más electrones al átomo. Por ejemplo, el átomo de sodio 8 Z = 11) tiene 11
protones en el núcleo y 11 electrones alrededor .Si pierde uno de los electrones quedan
11 cargas positivas, pero solo 10 cargas negativas . Esto produce un ion con carga
positiva ( 1+):(11+)+( 10 -1) = -1+
21
Ion del sodio tomada de: electroac.com.ar ( consultada el 10/9/2010), en esta ilustración
vemos la transición de un electrón de la última cada de energía. Un ión es un átomo cargado
eléctricamente, en este caso se trata de un catión que está perdiendo un electron Na+
Actividad sugerida: Ejercicio en clase, en donde se les da una lista de iones, que deben
identificar si son aniones o cationes y en donde indiquen el número de electrones que ganan o
pierdan respectivamente.
2.8 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Ralph A. Burns, Fundamentes de Química, 4ta edición, México, Pearson Prentice Hall
Págs. 98 a 103, 210, 220
Raymond Chang, 2008 Química General para Bachillerato, 4ta. Edición, México
McGraw-Hill Interamericana Pág. 29, 35, 36, 216, 217
Zumdahl Steven S. 2007, Fundamentos de química, 5ta. Edición México editorial
McGraw-Hill Interamericana Págs. 88, 89, 90, 91, 92, 993, 94, 95, 106,107
WEBSITES (SITIOS CONSULTADOS DE LA WEB)
2.bp.blogspot.com/.../s320/Rutherford_atom.png ( consultada el 26/82010)
pagina.jccm.es ( consultada 10/10/20120)
textoscientificos.com ( consultada el 10 / 092010)
csn.es (consultada el 27/8/2010)
quimica1m.blogspot.com 8 (consultada el 27/8/2010)
3.bp.blogspot.com/.../s320/bauxita.gif ( consultada el 9/9/2010)
www.toxico-pc.com/.../xfx7800gt/13.jpg ( consultada el 9/9/2010)
territorioscuola.com ( consultada el 10/09/ 2010)
electroac.com.ar ( consultada el 10/9/2010)
kocham.fizyke.pl ( consultada el 10/10/2010)
uy.kalipedia.com ( consultada el 10/10/2010)
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