TEORÍA Y ESTRUCTURA ATÓMICA ublog

Unidad Técnica Pedagógica
Viña del Mar
Sub sector: Electivo de Química
Docente: Paula González Portales
GUÍA COMPLEMENTARIA Nº 1
UNIDAD TEMÁTICA: Teoría atómica
FECHA: Marzo 2014
OBJETIVOS:
I.
Conocen la historia de la teoría atómica, sus principales teorías y postulados.
II.
Valoran la importancia histórica de las teorías atómicas en el desarrollo del modelo atómico actual.
III.
Definen las principales teorías atómicas y conocen los principales aportes que entregaron en el
desarrollo de las teorías y modelos atómicos posteriores.
Instrucciones:
Lee atentamente la guía y contesta las preguntas que están al final, estas serán evaluadas con una nota
acumulativa.
TEORÍA Y ESTRUCTURA ATÓMICA
La curiosidad e interés por saber de que están hechas las cosas ha inquietado siempre al ser humano. Los primeros intentos
por explicar la composición de la materia se remontan a la época de filósofos griegos.
1. Empedocles (492 y 432 A.C) Planteo que la materia estaba compuesta por cuatro elementos: tierra, aire, fuego y
agua.
2. Tales de Mileto (640-546 A.C.) Profundiza las maravillas de la creación. Para él lo primordial es el agua. "El agua es
el principio de todas las cosas" (así habían pensado ya los hindúes).
3. Anaxímenes (611-547 A.C.) En su filosofía lo fundamental es el aire. "Todo viene del aire y todo a él retorna". El
alma misma es aire. Este "elemento" había sido designado por los filósofos hindúes con el nombre de "viento".
4. Heráclito de Efeso (540-475 A.C.) Para Heráclito lo fundamental es el fuego… "El fuego es la fuerza primordial, que
tiene bajo su dependencia todos los fenómenos, todos los cambios que se operan en los cuerpos”. “El estado
primitivo o primero fue el fuego, el mundo será otra vez fuego. Los cuerpos pueden transformarse, pero no el fuego,
que modifica todo lo que es".
5. Anaxágoras (500-428 A.C.): Hombre de extraordinario talento. A él se debe una notable anticipación de la ley de
conservación de la materia, formulada tiempo después por Lavoisier. "Ninguna cosa se produce o desaparece, sino
que se compone por mezcla de otras existentes".
6. Empédocles (495-435 A.C.) A los tres elementos de Tales, Anaxímenes y Heráclito, agregó la tierra. Tiene el mérito
de haber divulgado en forma amplia la concepción de los cuatro elementos.
7. Aristóteles. Discípulo de Platón, agregó un quinto elemento, el éter, más móvil que los demás elementos, éste
formaría el cielo, y de él hace derivar Aristóteles el calor de los animales. De aquí derivan los llamados "elementos
aristotélicos"
Teoría atómica molecular
La noción de que los cuerpos estaban constituidos por pequeñas partículas indivisibles surgió con Leucipo y
Anaxágoras, filósofos de la antigua Grecia. Fue uno de los discípulos de Leucipo, Demócrito de Abdera, el primero en
desarrollar un materialismo mecanicista y atomista. Según Aristóteles, la naturaleza estaba formada por un inmenso vacío
en el que se hallaban infinidad de partículas materiales indivisibles, eternas e invariables, denominadas átomos.
Teoría Atómica de Dalton
John Dalton en 1804, enuncia una serie de postulados, resumidos en lo siguiente:
1. La materia está formada por átomos, que son las partículas más pequeñas de la materia. Son indivisibles y no
pueden ser creados ni destruidos.
2. Los átomos de un elemento determinado son todos idénticos, por lo tanto, poseen la misma masa e iguales
propiedades físicas y químicas.
3. Los átomos de los elementos distintos tienen masa y propiedades químicas y físicas diferentes.
4. La unión de dos o más átomos diferentes forman las moléculas de los cuerpos compuestos.
5. Las transformaciones químicas se realizan entre átomos que guardan entre sí una relación sencilla y permanecen
indivisibles.
Estos postulados fueron suficientes para explicar todos los fenómenos observados por los científicos durante unos
100 años. Posteriormente surgen interesantes interrogantes en varias áreas del conocimiento, que derrumban las ideas de
Dalton. Las más significativas corresponden a: Descubrimiento de la radiactividad, descomposición del agua mediante
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corriente eléctrica, descargas eléctricas en gases a baja presión y espectros de luz. Todos estos fenómenos permitieron
establecer, que la materia es discontinua y presenta una naturaleza eléctrica.
Naturaleza Eléctrica de la Materia.
En 1879, Sir Williams Crookes observó que en los tubos en que se había hecho vacío, podían originarse descargas
eléctricas cuando se aplicaban altos voltajes a discos metálicos (electrodos) sellados en los extremos del tubo. El color de la
luminosidad era dependiente del gas residual que contenía el tubo.
Al estudiar estos fenómenos Crookes determinó que:
1. Los rayos luminosos observados, se propagaban en línea recta, ya que al colocar un objeto u obstáculo en su
trayectoria, se produce sombra (comportamiento similar a la luz).
2. El sentido de su trayectoria es de negativo (cátodo) a positivo (ánodo), debido a esto se les denominó RAYOS
CATÓDICOS.
3. Al chocar con un cuerpo, lo calienta y hace girar un molinete si es situado en su trayectoria, es decir, estos rayos están
formados por partículas (poseen masa) que tienen energía cinética y la pueden transmitir.
4. Las partículas que forman los rayos catódicos poseen carga eléctrica negativa, ya que se desvían al acercarle un imán,
de igual forma a como se desviaría una carga eléctrica de signo negativo.
Experimento de Thomson
Joseph John Thomson, científico inglés, estudió la naturaleza eléctrica de los rayos catódicos, haciendo pasar un
haz de estos rayos a través de un campo eléctrico. Observó que dicha radiación era atraída por la placa positiva. Para
explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos estaban formados por pequeñas partículas con carga eléctrica
negativa a los cuales llamo ELECTRONES.
Thomson culminó su trabajo midiendo la relación carga/masa de los electrones, sin embargo, fue incapaz de
cuantificar la carga y la masa en forma aislada. La relación carga/masa del electrón es: e/m = 1,76x 108 C/g
A partir de su trabajo Thomson elabora el primer modelo atómico en el cual considera al átomo como una gran
esfera maciza con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar
a las pepitas de una sandía). Este modelo atómico es conocido como budín de pasas.
En 1908 Robert Millikan determinó la carga y la masa del electrón de forma aislada. La carga del electrón es -1,63 x
10 -19 coulomb y su masa es 9.1 x 10-28 gramos.
Eugen Goldstein, en 1886, utilizando un cátodo perforado. Descubrió que detrás de los rayos catódicos también
había un haz de luz visible que se desplazaba de polo positivo a negativo a los que llamo LOS RAYOS CANALES o también
conocidos como rayos anódicos.
Radiactividad
Descubierta en forma accidental en 1896 por el científico francés Antoine Henry Becquerel, la Radiactividad es una
de las emisiones de energía atómica más sorprendentes y de mayor utilidad a la fecha.
Estudiando un mineral de Uranio (pechblenda), Becquerel observó una fosforescencia sin que el mineral hubiera
sido expuesto previamente a la luz. Comprobó que el mineral emitía una cierta radiación capaz de velar una placa
fotográfica.
Posteriormente, este fenómeno es estudiado por los esposos Curie, quienes lograron aislar elementos tales como el
radio y el polonio que emitían radiaciones similares al uranio y por eso se les llamó radiactivos (radium = radiaciones)
Los Curie identificaron tres radiaciones de intensidad y naturaleza diferente en sus estudios con el Radio. A estas
emisiones les denominaron, alfa (a), beta (ß) y gamma (g).
1. Alfa (a): Poseen carga eléctrica positiva y corresponden a núcleos de helio, He (es decir, 2protones y 2 neutrones).
Su velocidad de propagación es unos 30.000 Km/s y se trata de una radiación corpuscular (es una partícula).
2. Beta (ß): Tienen carga eléctrica negativa y poseen la misma naturaleza de los electrones. Su velocidad de
propagación es de unos 250.000 Km/s. Es una radiación corpuscular.
3. Gamma (g): Es una radiación electromagnética (energía). No experimenta desviación, por lo tanto, no poseen carga
eléctrica. Es la radiación con mayor poder de penetración.
Los experimentos realizados en los tubos de descarga eléctrica de Crookes y las observaciones
realizadas en las sustancias radiactivas, demostraron que el átomo no era la partícula más pequeña de la materia,
como suponía John Dalton, ya se había descubierto que el átomo estaba formado por dos tipos de partículas: los
electrones y los protones.
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CARGA
-1
ELECTRÓN ( e- )
PROTÓN ( H+ )
-1,6 * 10-19 C
+1
+1,6*10-19 C
MASA
1/1850 u.m.a
9,1 * 10-28 g
1 u.m.a
1,67* 10-24 g
En física y en química es común la utilización de una unidad de masa conocida como unidad de masa
atómica (uma). 1uma = 1,67 * 10-24 g
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.
Modelo atómico Rutherford
Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia, el estudio físico plantea la necesidad de
interpretar un modelo atómico básico y elemental donde confluyan partículas con carga y una interpretación lógica para
las emisiones anteriormente descubiertas.
Ernest
Rutherford
idea un modelo atómico basándose de un experimento muy simple y de gran
precisión. Rutherford hizo incidir sobre láminas muy delgadas de metales maleables (oro, platino, cobre, plata) un
haz de partículas alfa (α), tratando de observar si eran capaces de atravesar aquellas láminas, o si bien eran
rechazadas, ya fueran todas, o una parte de ellas.
Si el átomo fuera homogéneo de masa, macizo como lo propuso Thomson, no podría ser atravesado por las
partículas alfa, por lo tanto, serían rechazadas. Si por el contrario, existe una zona donde esté concentrada la mayor parte
de su masa (el resto es espacio vacío), entonces esas partículas lo atravesarán. Las posibles partículas que atraviesan
pueden detectarse mediante una pantalla de sulfuro de cinc (ZnS), que produce fluorescencia al recibir el choque de
partículas alfa.
En 1911 bombardeó con partículas alfa, láminas de oro de espesor 4×103 Å (4×10-5 cm), resultando que sólo 1 de
cada 100.000 partículas salió rechazada, atravesando todas las restantes la lámina de oro, en línea recta o con desviación
A partir de la experiencia Rutherford concluye que:
1. La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo algunas partículas alfa son repelidas cuando chocan con
algo sólido (núcleo del átomo).
2. El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa experimentan desviación al pasar cerca de él,
(cargas de igual signo se repelen).
3. La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad de las partículas alfa atraviesan la lámina sin
experimentar desviación.
4. El tamaño del átomo es aproximadamente 100.000 veces el tamaño del núcleo, esta gran desproporción explica la
escasa desviación que experimentan algunas partículas alfa.
5. Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no interfieren en el paso de las partículas alfa, tampoco son
atrapados por el núcleo.
Rutherford para explicar su experimento, propuso un modelo atómico, según el cual todo átomo consta de dos partes: el
núcleo formado por protones y la corteza constituida por electrones girando. Por su semejanza con el sistema solar al
modelo atómico de Rutherford se le denominó "modelo planetario del átomo".
A pesar de la atracción electroestática que ejerce el núcleo sobre los electrones, estos no caen sobre el núcleo por haber
adquirido fuerza centrifuga suficiente, a causa de sus movimientos orbitales. Prácticamente toda la masa del átomo se
encuentra en el núcleo, puesto que la masa de un protón es1837 veces mayor que la masa del electrón, y son precisamente
los protones los constituyentes del núcleo.
Sin embargo, surgieron una serie de problemas a la hora de explicar la discrepancia de masa y carga de los elementos.
Debido a estas dudas en 1920 Rutherford predijo la existencia, en el núcleo del átomo, de una partícula sin carga eléctrica
que impedía la repulsión entre los protones. Doce años más tarde, James Chadwick detecta esta partícula sin carga y
calcula su masa (aproximadamente igual a la del protón, 1 u.m.a). De esta forma se descubren los NEUTRONES.
Modelo atómico de Bohr
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La teoría de Rutherford no justificaba plenamente la estabilidad del átomo. En efecto según Rutherford, los electrones
giraban constantemente alrededor del núcleo. En 1913 Bohr creyó solucionar el problema de la estabilidad del átomo
mediante su modelo atómico. En él se incorporaba la teoría cuántica de Max Planck.
Planck sostuvo la idea de que la energía no era emitida de una forma continua, sino de una manera intermitente en cuantos
o fotones. Un cuanto es la mínima cantidad de energía que se puede emitir. Afirmo que cada cuanto estaba formado por un
paquete de ondas que podía equipararse a un fotón, los cuales son una partícula de masa nula.
Planck determino que la energía de un fotón venia dada e= h* ѵ ; en la que e= energía, h la constante Planck
Bohr basando en la mencionada teoría de Planck, formulo un hipótesis sobre la estructura atómico: “los electrones
giran alrededor del núcleo describiendo orbitas circulares pero sin emitir energía. Cuanto mayor es la órbita, mayor es la
energía que posee el electrón. El paso de un electrón de una órbita a otra inferior se realiza mediante un desprendimiento de
energía
Distribución de los electrones en el átomo
La teoría atómica actual nos indica que los movimientos de los electrones alrededor del núcleo requieren cuatro números
cuánticos para explicar su disposición: n, l, m, s.
Número Cuántico Principal (n) El número cuántico principal, el cual se abrevia con la letra "n", determina el tamaño del
orbital. Puede tomar cualquier valor natural (positivos enteros) distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4...7 (hasta 7).
Varios orbitales pueden tener el mismo número cuántico principal, y de hecho lo tienen agrupándose en capas. Los
orbitales que tienen el mismo número cuántico principal forman una capa electrónica.
Cuanto mayor sea el número cuántico principal, mayor será el tamaño del orbital, del mismo modo, esto implica que
el electrón estará más lejos del núcleo y mayor será su energía.
Número Cuántico Secundario (l) El número cuántico secundario, también llamado número cuántico del momento angular,
se abrevia con la letra "l" (ele minúscula) e indica el tamaño de la nube electrónica y a la vez la energía de los subniveles
(Como subniveles se hace referencia a los orbitales s, p, d y f).
EL valor que asume l es igual a n menos uno ( l = n-1), por ejemplo: cuando n=2, l=2-1, por lo tanto l= 1, pero
siempre valores positivos (valores positivos debido a que esto hace referencia al tamaño del orbital, por lo que usamos
números enteros positivos que van desde el 0 hasta el 7, positivos porque no existe un tamaño que sea negativo, y l=6 como
máximo ya que el máximo valor de n únicamente puede ser 7).
Para ejemplificar veremos la siguiente imagen, en la cual solo se muestra hasta el nivel 4 (n=4), pero es necesario
recordar que el valor máximo que puede asumir n es 7.
Número cuántico magnético (m) El número cuántico magnético, abreviado con la letra "m", indica la orientación de la nube
electrónica, puede asumir valores dentro del rango de los números enteros negativos desde el -6 hasta el entero positivo
+6, el rango anterior se define según los valores de l (ele) -l (- ele) hasta +l (+ ele). por ejemplo: n= 3, por lo tanto l= 2
implicando que m= {-2,-1,0,1,2}.
Número cuántico Spin (s) El número cuántico de spin se abrevia con la letra "s" e indica el sentido
del giro del electón en el orbital. El spin asumirá el valor +1/2 cuando el sentido del giro del electrón
sea en el sentido de las manecillas del reloj, y será -1/2 cuando sea en sentido opuesto.
Detengamos el estudio en este punto y cuestionemos lo siguiente: “Si todos los átomos de distintos elementos
están formados por el mismo tipo de partículas, y además están distribuidos en la misma forma ¿En qué se
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diferencian los átomos de un elemento, por ejemplo, oxígeno, de otro como hidrógeno?,
elemento sea oro, y otro helio, un gas de comportamiento absolutamente distinto?.
Aclaremos los siguientes conceptos:
¿qué
hace
que
un
Número Atómico (Z) Corresponde a la cantidad de protones que hay en el núcleo de un átomo, este número
identifica e individualiza a un elemento. Notación representada: zX:
Ejemplo: 13Al ; 8O; 92U
Número de Masa o Número Másico (A) se define como la suma de los neutones y protones en el
núcleo del átomo
Ejemplo: 26Al ; 16O; 235U
Isotopos: átomos de un mismo elemento que poseen diferente cantidad de neutrones.
Isobaros: átomos de diferente elemento que tienen igual número másico
Isotonos: átomos de diferente elemento con igual cantidad de neutrones.
Isoelectronicos: iones de diferentes elementos que presentan igual cantidad de electrones
Selección múltiple:
1. ¿Qué subniveles son posibles en el nivel de energía
n: 4?
a. s – d
b. s – p – d
c. p – d – f
d. d – f
e. s – p – d –f
2. En el siguiente grupo de orbitales. ¿Cuál es el que no
existe?
a. 3p
b. 2d
c. 4s
d. 5f
e. Todas existen
3. Si el número cuántico principal es 2, los subniveles
que pueden existir son:
a. Solamente s
b. Solamente p
c. s y p
d. Solamente d
e. d y f
4. La notación de la configuración electrónica 3p2 indica
que los electrones se:
a. Encuentran en el tercer nivel de energía
b. Ubican en el nivel n= 3
c. Encuentran en el subnivel p
d. Ubican en el subnivel p, correspondiente al: 1
e. Todas son correctas
Preguntas de desarrollo
5. El Br, como vemos en la tabla periódica tiene una masa cercana a 80, pero el 80Br no se encuentra en la
naturaleza. ¿Cómo podemos explicar este concepto?
6. El oxígeno tiene 3 isótopos 168O (99,759%) con masa atómica 15,99491 umas, 178O (0,037%) con un masa
atómica de 16,99914 umas y 188O (0,204%) con una masa de 17,99916. ¿Cuál es la masa atómica del oxígeno?
7. Sabemos que los isótopos más estables del azufre son el 32S, 33S y34S , cuyas abundancias relativas son 95%,
1% y 4% respectivamente. Determina la masa atómica del azufre.
8. El silicio presenta tres isótopos estables en la naturaleza. Sus masas isotópicas y sus abundancias relativas son:
28Si 92.2%, 29Si 4.7% y 30Si 3.3%
9. Los isótopos naturales del boro y sus abundancias relativas son 10B 18.8% y el 11B 81.2% y 11B 81.2%. Calcula
la masa atómica del B.
10. El litio presenta dos isótopos estables, siendo estos los siguientes: 6Li 7.5% y 7Li 92.5%. Calcula la masa
atómica del litio.
11. El 99.6% del nitrógeno es 14N y el resto es 15N. Determina el peso atómico del nitrógeno.