Estructura Atómica - Colegio AntilMawida

Colegio AntilMawida
Departamento de Ciencias Naturales
Profesora: Karina Oñate Fuentes
Subsector Química Plan Común
N°
1
Fecha
/03/14
Tiempo 6 Horas
Nombre del/la alumno/a:
Unidad Nº
Núcleos temáticos
de la Guía
1
Modelos atómicos
Estructura atómica
Partículas subatómicas
Objetivos de la Guía Reconocer el desarrollo histórico de los distintos modelos atómicos
Conocer y describir la estructura interna del átomo
Aprendizaje
Valorar la importancia del trabajo científico en la construcción del
Esperado
modelo atómico actual
Guía Nº 1 Química:
Teoría Atómica
Profesora: Karina Oñate Fuentes
Nivel: 1º año medio
Introducción
¿Cómo está constituida la materia? es una pregunta quetiene tantos años como la
propia humanidad. Desde losfilósofos de la antigua Grecia hasta los grandes
científicosde nuestra era han basado su trabajo en estecuestionamiento y en las
respuestas que a lo largo de lahistoria se han obtenido, llegando a una gran
conclusión:“la materia está constituida por átomos”.En la actualidad, sabemos que la
materia está constituidapor átomos, pero ¿cómo son?, ¿qué características tienen?El
modelo atómico de la materia ha logrado dar respuesta alos cuestionamientos antes
planteados, permitiendo a loscientíficos avanzar vertiginosamente en la explicación
cabalde gran número de fenómenos cotidianos y extraordinarios,como es la energía
nuclear, la transmutación de loselementos y de algo tan simple como la preparación
deuna taza de café.
Te preguntarás, entonces, ¿qué es el modelo atómico? Talcomo su nombre lo
indica, es una aproximación a larealidad del átomo, que se ha construido gracias al
aportede las ciencias físicas, la matemática y la química.
-
Principales teorías atómicas:
a) Modelo atómico de Dalton: Con este modelo propuesto entre los años
1803 y 1808 se inició el estudio del átomo. Su esquema es simple,
enunciado por tres postulados:
1.- Cada elemento químico se compone de partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas
átomos. En todos los procesos químicos el número de átomos de cada elemento
permanece constante.
2.- Todos los átomos de un elemento dado tienen masa y propiedades iguales, pero son
distintos de los átomos de los demás elementos.
3.-En los elementos químicos los átomos de elementos diferentes están unidos entre sí en
proporciones numéricas simples.
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b) Modelo atómico de Thomson: JJ Thomson, en 1897, fue el primero en
proponer un modelo estructural interno del átomo. Utilizó en sus
experimentos un tubo de descargas conocido también como tubo de
Crookes. Éste consiste en un tubo de vidrio con electrodos metálicos en sus
extremos, conectados a una fuente de energía de corriente continua. Al
hacer vacío se observa la emisión de luz, que viaja desde el cátodo (polo
negativo) hacia el ánodo (polo positivo). Como la luminosidad provenía del
cátodo se les denominó rayos catódicos.
Thomson colocó una cruz de malta dentro del tubo y observó que producía
sombra. Con ello dedujo que el haz de luz esta compuesto de partículas. A su vez sometió
a dicho haz a un campo eléctrico y magnético y notó que sufría desviación hacia el polo
positivo, dando prueba de su caga eléctrica negativa. Llamó a dicha partícula electrón.
En 1886, Eugene Goldstein observó que al trabajar con un tubo de descarga de
cátodo perforado, en dirección opuesta a los rayos catódicos, se desprendía una radiación.
Estos rayos fueron designados rayos canales y resultaron ser partículas positivas,
originadas por el choque de los rayos catódicos con átomos de gases residuales en el tubo.
Con este experimento se estableció la existencia del protón.
c) Modelo atómico de Rutherford: En 1911, Ernest Lord Rutherford y sus
colaboradores Hans Geiger y ErnestMardsen, utilizando un haz de radiación
alfa (radiación nuclear), bombardearon láminas muy delgadas de oro,
colocando una pantalla de sulfuro de Zinc a su alrededor.
Al revisar sus observaciones se lee: "de todas las partículas alfas proyectadas, la
gran mayoría pasó sin problemas, pero otras sufrieron desviación". Debido a esto,
Rutherford sugirió que el átomo ya no era una estructura compacta. Comprobó que la
mayor parte de la masa del átomo estaba al centro, al que llamó núcleo. Éste estaba
formado por protones y los electrones girando alrededor y entre ellos había una distancia,
dado que las partículas alfa pasaban sin problemas.
Presenta sus estudios en 1911. En 1908 recibe el premio Nobel de Química. El
modelo atómico de Rutherford también es conocido como el modelo planetario, debido a
su semejanza con el sistema solar.
Rutherford supone la existencia de otra partícula en el núcleo pero no lo
demuestra. Quien sí comprueba tal supuesto de Rutherford es James Sir Chadwick, físico
británico (1891-1974). Él ocupa la llamada cámara de niebla y en la reproducción observa
que una partícula retrocedía. Ésta resultó tener carga eléctrica cero y poseer una masa
igual a la del protón. A esta partícula se le conoce como neutrón. Dicho descubrimiento
ocurre en el año de 1932 y en 1935 recibe el premio Nobel de Física.
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Con ello se demuestra que el átomo no es la partícula más pequeña sino que
dentro de ella hay otras aún más pequeñas, las cuales nuevamente agrupadas dan origen
al átomo. El átomo entonces está compuestoporprotones, neutrones y electrones.
Modelo Atómico de Bohr
El modelo de Rutherford distingue un núcleo, formado por protones y neutrones y
una envoltura que son los electrones. Sin embargo, este modelo no da información de
cómo se distribuyen los electrones ni explica el hecho de que los átomos emitan o reciban
energía.
Fue Niels Bohr (1885-1962) quien propone una mejora al modelo de Rutherford. Él
argumentó lo siguiente: "dado que estamos en presencia de partículas, las cuales
presentan carga eléctrica, necesariamente debe producirse una atracción entre ellas".Por
lo tanto, el núcleo ejercerá atracción sobre el electrón, a tal punto de que el electrón
empezará a proyectarse rápidamente al núcleo con la consecuencia de destruirlo. Esto no
podía ser. El átomo es eterno, eso estaba claro.
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1. Existen niveles de energía permitidos, que van de n igual uno a infinito.
2. Hay órbitas estacionarias en la cuales se mueve el electrón. No se manifiesta energía en
estas órbitas.
3. El electrón podrá saltar de un nivel a otro de energía, sólo si se le entrega un cuantum
de energía, expresado en valores enteros y no en fracciones.
4. Cuando el electrón pasa de un nivel menor a uno mayor de energía, ese proceso se llama
absorción. Si va de uno mayor a uno menor, se llama emisión.
5. Para que ocurra ese salto entre los niveles deberá procurar una frecuencia tal que
concuerde con esa diferencia energética.
Modelo Mecánico Cuántico
El Modelo Mecánico Cuántico es la explicación actual sobre el comportamiento del
átomo, fue desarrolladoentre los años 1924 y 1927 por varios científicos. Quien inicia este
modelo fue Louis de Broglie, quien intuyó que los electrones deberían tener el
comportamiento de una onda. Esto fue demostrado en 1927.
Esta particular conducta
de los electrones implica la imposibilidad de determinar simultáneamente y con igual
exactitud la posición y la velocidad de éstos, pues para conocerlas se debe interactuar con
esta partícula. Este postulado se conoce con el nombre de Principio de Incertidumbre y
fue enunciado en 1927 por Werner Heisenberg.
Dado que el electrón es una partícula que presenta propiedades de onda, su
movimiento pudo ser descrito por medio de una ecuación de onda. Erwin Schrödinger, en
1926, empleó las ideas de Broglie para llegar a una ecuación de onda que podría aplicarse
al átomo de hidrógeno.
La resolución de la ecuación de Schrödinger difiere de las ecuaciones simples,
puesto que es una ecuación diferencial. Una de las características de éstas es el gran
número de soluciones posibles.
Los resultados obtenidos para el átomo de hidrógeno se pudieron extender con éxito al
resto de los elementos del sistema periódico.
Estructura Atómica:
Las partículas fundamentales del átomo son los protones y los neutrones,
concentrados en el núcleo, y los electrones distribuidos en la periferia del átomo.
Las masas y las cargas de estas partículas son extremadamente pequeñas ya para
su mayor comprensión y uso, es recomendable expresar estas cantidades como números
relativos. La carga 1,602 · 10-19 coulomb se hace equivalente a una “carga unitaria”. Cada
protón y cada neutrón, de masas parecidas, se hacen equivalentes a una unidad de masa o
número de masa. De este modo, el núcleo de helio tiene carga +2, y como posee dos
protones y dos neutrones, su número de masa es 4.
Para cualquier átomo es recomendable sistematizar los siguientes conceptos:
3
-
-
Número atómico (Z): Corresponde al número de protones presentes en el núcleo
atómico. Este número permite ordenar y dar la “identidad” de cada átomo en el
sistema periódico.
En un átomo neutro el número de protones (p+) es igual al número de electrones
(e).
Número de masa o número másico (A):Corresponde a la suma de protones y
neutrones presentes en el núcleo.
Número másico
= número de protones + número de neutrones
= número atómico + número de neutrones
Una forma simple de expresar la composición nuclear para un elemento X es mediante
la simbología
AX
z
Deeste modo los núcleos de helio y flúor se representan por:
4He 19F
2
9
En el núcleo
A=p+n
A=Z+n
En un átomo neutro: Z = ne
En un catión: Z>ne
En un anión: Z<ne
El núcleo de helio tiene 2 neutrones y el de flúor 10.
Esquema de partículas fundamentales en los átomos de helio y flúor
El Cuadro 1.1 resume las propiedades de masa y carga de las partículas fundamentales
del átomo.
Partícula
Masa/g
Masa/u
Carga/C
Carga
unitaria
Electrón
9,1095 ·10 -28
0,000548 - 1,602 · 10-19
-1
n
-24
-19
i
Protón
1,6725 ·1O
1,0072 + 1,602· 10
+1
-24
3
Neutrón
1,6750 · 1O
1,0087
0
0
En química es fundamental preguntarse si todos los átomos están constituidos por
las mismas partículas elementales, ¿por qué los átomos de diferentes elementos tienen
propiedades químicas diferentes? La respuesta radica en el número de partículas
nucleares y en el número de electrones, cuyas cantidades diferencian un átomo de un
elemento de un átomo de otro elemento. Los electrones, al disponer mayor movilidad,
están capacitados para relacionarse con los electrones de otros átomos y promover
diferentes ordenaciones entre átomos. Los procesos químicos corresponden a
reordenamientos atómicos que dan lugar a diferentes moléculas.
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Se ha establecido que el carbono (C12), uno de los isótopos del elemento carbono,
tiene exactamente un peso de 12 unidades de masa atómica. Entonces, tomando como
patrón el C12, la unidad másica atómica (uma) es igual a 1/12 de la masa del C12.
• Átomo negativo
Es aquel en el cual el número de electrones es mayor con respecto al número de protones.
También se llama Anión.
• Átomo neutro
Es aquel en el cual el número de protones es igual al número de electrones y se refiere a
un átomo en su estado natural.
• Átomo positivo
Es aquel en el cual el número de electrones es menor en comparación al número de
protones. También se llama Catión.
Tipos de átomos:
a) Isótopos: Son aquellos átomos que presentan igual número atómico, pero distinto
número másico. Se establece en átomos del mismo elemento.
Ejemplo:
El oxígeno tiene tres isótopos (igual Z, distinto A)
15O
8
16O 17O
8
b) Isóbaros: Son aquellos átomos que presentan igual número másico y distinto
número atómico.
Ejemplo:
14C 14N
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c) Isótonos: Son átomos que presentan distinto número másico, distinto número
atómico, pero tienen igual número de neutrones.
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Actividades:
1Respecto a los modelos atómicos precursores del modelo actual, completa el
siguiente cuadro comparativo de sus estructuras
2.- Señala brevemente cuál fue el aporte que realizó el trabajo cada uno de los siguientes
científicos a la construcción del modelo actual del átomo.
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Estructura atómica:
4.- En relación a la estructura atómica, completa el siguiente cuadro. Con el valor de Z
obtenido identifica cada elemento en el sistema peri
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