SM S G07 U02 L01

Grado 7
Ciencias naturales
TEMA: ¿EXISTE ALGÚN MATERIAL QUE NO ESTÉ
CON CONSTITUIDO POR ÁTOMOS?
Clase:
Nombre:
¿De qué está hecho todo lo
que nos rodea?
INTRODUCCIÓN. ¿Existe algún material que no esté
consttuido por átomos?
A diario observamos diferentes clases de materia, en la naturaleza, en nuestra vida
diaria, cada ser vivo, cada componente del medio natural, tiene unas características
especiales. Es bueno preguntarnos ¿Existe algún material que no esté constituido por
átomos?
Vamos a analizar las imágenes que aparecen a continuación y a elaborar conclusiones
relacionadas con el contenido de cada una.
1
2
3
Participamos en la reflexión oral sustentando las conclusiones de la pre clase y del
análisis de las imágenes anteriores, de esta manera, nos apropiamos de los aprendizajes
básicos que nos van a permitir garantizar una buena comprensión del tema en estudio.
ACTIVIDAD 1. El átomo como constituyente básico
de la materia
Somos curiosos por naturaleza y a través de la historia de la humanidad nos hemos
hecho diversas preguntas y las respuestas que hemos dado han estado acordes con el
nivel de desarrollo de las distintas épocas.
Cuando observamos el firmamento, el sol, el agua en sus diferentes estados, el suelo, el
aire, la atmósfera, los diferentes ecosistemas, los fenómenos naturales, la diversidad de
los seres vivos, etc., comprendemos que todo lo que nos rodea está hecho de materia y
que toda la materia que nos rodea está constituida por átomos.
ACTIVIDAD 1.1 EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA
Para mejorar nuestra comprensión sobre el tema, con la ayuda de la tabla 1 “Evolución
de la Teoría Atómica”, vamos a analizar los aportes que desde los filósofos de la época
antigua hasta los científicos de la actualidad se han ido dando para profundizar en el
conocimiento del átomo como constituyente básico de la materia y en la formulación
de la Teoría Atómica Actual.
Para este fin, organizaremos nuestro proceso de aprendizaje de una forma interesante,
con la participación de los diferentes grupos de estudiantes, teniendo en cuenta las
orientaciones de la Actividad 1.2. “Encuentro de científicos en el tiempo”.
4
ÉPOCA
TIEMPO
384 a 322 a.C.
EVENTOS
Teoría de los 4
elementos
CIENTÍFICOS
DESCRIPCIÓN
Aristóteles
Filósofo griego que creía
que todas las cosas que nos
rodean están hechas de cuatro
elementos: agua, aire, tierra y
fuego.
Demócrito y
Leucipo
Filósofos griegos que
postularon que toda la materia
está constituida por partículas
indivisibles, llamadas átomos,
sin nada entre ellas, excepto
espacio vacío.
Químico inglés quién postuló
que los elementos están
formados por cuerpos simples
(átomos), que no están hechos
de otros cuerpos y cuando se
mezclan forman compuestos.
Antes
de Cristo
460 a 370 a.C..
Teoría Atomística
460 a 370 a.C..
Definición de
Elemento
Robert Boyle
(Inglés)
1690
Invención de la
bomba de vacío
Otto Von Guericke
Siglo XVIII
Teoría del Flogisto
Ernesto Stahl
Médico Iatroquímico al servicio
del Rey de Prusia, suponía
que todas las sustancias
combustibles y los metales,
contenían un principio
inflamable, el “flogisto”, el
cual se desprende durante
los procesos de clacinación y
combustión, pasando de unos
cuerpos a otros.
Ernesto Stahl
Médico al servicio del Rey
de Prusia, suponía que todas
las sustancias combustibles
y los metales, contenían
un principio inflamable, el
“flogisto”, el cual se desprende
durante los procesos de
calcinación y combustión,
pasando de unos cuerpos a
otros.
1661 – 1766
Siglo XVIII
1766
Teoría del Flogisto
Descubrimiento
del Hidrógeno
y obtención del
agua.
5
Inventó la bomba de vacío.
Cavendish
Químico inglés, aisló y
caracterizó el aire inflamable,
hoy conocido como
Hidrógeno y realizó la
obtención del agua.
1774
1785
1774 – 1789
1786
1787
1789
1800 - 1808
1800
Descubrimiento
del Oxígeno
Ley de
Conservación de
la Masa
Descubrimiento
de la electricidad
animal
Scheele
J. Priestley
Scheele, farmacéutico sueco
y Priestley, químico inglés,
descubrieron el Oxígeno, al
cual le dio el nombre de aire
desflogisticado.
Lavoisier
Químico francés, considerado
el Padre de la Química,
formuló que “ Nada se crea
en las operaciones del arte
ni en la naturaleza y puede
establecerse como principio
que en toda operación
hay una cantidad igual de
materia antes y después de
la operación…Sobre este
principio se funda todo el arte
de hacer experimentos en
química”
Luigi Galvani
Observó cómo se contraían los
músculos de un rana muerta
y colgada cuando entraba en
contacto con dos metales
diferentes.
Método de
Nomenclatura
Química
Definieron los elementos
como las sustancias más
simples que no se pueden
descomponer. Le asignaron
nombre a 33 elementos,
Lavoisier,
Berthollet, Guyton teniendo en cuenta la
propiedad más importante
y Fourcroy
de cada uno.; luego asignaron
nombres a los compuestos a
partir de los nombres de los
elementos
Definición de
Elemento
Anton Van
Lavoisier
Químico francés, considerado
el Padre de la Química,
concibe los elementos como
aquellas sustancias. Explicó
el proceso de combustión y
refutó la teoría del flogisto.
Electrólisis
Nicholson y
Carlislie
Descomposición de una
sustancia por medio de la
electricidad
6
1800 - 1808
1800
Nicholson y
Carlislie
Electrólisis
1800
Primera bacteria
1800
Descubrimiento
de seis elementos
químicos
1803
1808
Ley de las
proporciones
múltiples
Alessandro Volta
(Italiano)
Humprey Davy
Jhon Dalton
(inglés)
Teoría Atómica
Moderna
7
Jhon Dalton
(Inglés)
Descomposición de una
sustancia por medio de la
electricidad
Desarrolló la primera batería,
generando corriente eléctrica a
partir de una reacción química,
utilizando dos monedas de
diferentes metales.
Utilizando la electrólisis,
descubrió los elementos:
sodio, potasio, magnesio,
calcio, bario y estroncio.
Formuló su teoría atómica
y la utilizó para explicar por
qué los átomos reaccionan
en proporciones simples de
números enteros, formulando
la Ley de las proporciones
múltiples.
Tuvo en cuenta la teoría
atomística de los griegos.
Postuló su teoría atómica:
1. Toda la materia está
constituida por átomos que
son pequeñas partículas de
un elemento que no pueden
crearse ni destruirse.
2. Los átomos de un elemento
no pueden transformarse en
los átomos de otro elemento.
En las reacciones químicas
las sustancias originales se
separan en átomos, que se
recombinan para formar
diferentes sustancias.
3. Los átomos de un elemento
son idénticos en masa y otras
propiedades y son diferentes
de los átomos de cualquier
otro elemento.
4. Los compuestos resultan
de la combinación química
de una proporción específica
de átomos de diferentes
elementos.
1800 - 1808
1808
1811
1811 – 1838
1814
1819
1830
1838
Proporción
atómica del agua
Joseph GayLussac (Francés)
Midió los volúmenes del
gas Hidrógeno y del gas
Oxígeno que se combinaban
para formar vapor de agua,
encontrando que 2 Litros de
Hidrógeno se combinaban
con 1 Litro de Oxígeno, lo cual
implicaba que la molécula
de agua estaba formada por
2 átomos de Hidrógeno y 1
átomo de Oxígeno, su fórmula
molecular es H2O.
Hipótesis de
Avogadro
Propuso dos explicaciones a
los resultados obtenidos por
Gay-Lussac:
1.Tanto el Hidrógeno como
el Oxígeno, se componen de
una molécula formada por dos
átomos. Son las moléculas, no
Amadeo Avogadro
los átomos los que se dividen
(Italiano)
y los átomos separados se
recombinan para formar
moléculas de vapor de agua.
2. Volúmenes iguales de
un gas contienen el mismo
número de partículas, bajo
condiciones idénticas.
Simbología
química
Estableció masas atómicas
relativas teniendo en cuenta
calores específicos de las
sustancias y propuso los
símbolos de dos letras para los
elementos químicos.
J.J. Berzelius
(sueco)
Masas atómicas
Leyes de la
Electrólisis
Tubos de descarga
8
Establecieron masas atómicas
P. dulong y A. Petit
a partir del calor específico de
(franceses)
las sustancias.
Michael Faraday
Realizó diversos experimentos
sobre electrólisis y formuló las
leyes de la electrólisis y sentó
las bases de la teoría moderna
de la electricidad.
Michael Faraday
Hizo pasar una corriente a
través de un tubo de vidrio con
aire enrarecido, vio un arco
de luz extraña que salía del
cátodo hacia el ánodo. Faraday
descubrió un espacio oscuro
justo en frente del cátodo.
1811 – 1838
Rayos Catódics
Julius Plucker
(Alemán)
Joseph GayLussac (Francés)
Inspirado en los trabajos de
Faraday, agregó dos electrodos
al Tubo de Geissler, observó
unas radiaciones emitidas
desde el terminal negativo o
cátodo, razón por la cual se
llamaron Rayos Catódicos.
1857
Tubo de Geissler
Heinrich Geissler
(Alemán)
Tubos similares a los signos
de Neón de hoy. No produce
rayos catódicos. Hay mucho
aire en el tubo. El resplandor
se produce cuando los
electrones golpean los átomos
de gas, los electrones del gas
se desplazan a niveles de
energía más altos, liberando
la energía en forma de luz,
este fenómeno se denomina
fluorescencia.
1859
Espectro de los
elementos
Robert Bunsen y
Gustav Kirchoff
(alemanes)
Demostraron que cada
elemento tiene un espectro
característico.
Pierre Jansen
(francés)
Este astrónomo observó una
línea nueva en el espectro
solar, la cual atribuyó a un
nuevo elemento. La mayoría
de los científicos no le
creyeron. Sir Joseph Lockyer
(inglés) dio al elemento el
nombre de helio.
1868
Descubrió el Helio
1857 – 1874
Tabla periódica
Publicó un libro de texto que
incluía su Tabla Periódica.
Dimitri
Predijo las propiedades de
Mendeleyev(ruso) elementos que aún no se
habían descubierto dejando en
su tabla los espacios para ellos.
1869
Descubrimiento
de los rayos
catódicos
Johann Hittorf
(Alemán)
Utilizando una bomba de
vacío que contenía en sus
extremos electrodos, cátodo y
ánodo y aplicando un voltaje,
observó unos rayos que
provenían del cátodo.
1874
Posibilidad de
existencia del
electrón
George Johnstone
Stoney
Postula la existencia del
electrón.
1869
9
Es un tubo de vidrio en
el cual se hace vacío
mediante una bomba. En su
extremo izquierdo hay un
electrodo (Cátodo) unido a
un potencial negativo, en
el extremo opuesto hay un
electrodo (Ánodo) unido a un
potencial positivo. Cuando
la diferencia de potencial
es suficientemente alta se
Crookes (británico)
percibe una fluorescencia.
Crookes descubrió que
mientras bombeaba más aire
de los tubos, el espacio oscuro
de Faraday se extendió por el
tubo desde el cátodo al ánodo,
hasta que el tubo quedó
totalmente oscuro, pero que
en el extremo del ánodo
del tubo, el vidrio del tubo
empezó a brillar.
1875
Tubo de Vacío
1876
Denominación de
Rayos Catódicos
1875 – 1895
Eugen Goldstein
Por su procedencia del
cátodo, los denominó Rayos
Catódicos.
1885
Longitudes de
onda
J.J. Balmer (suizo)
Desarrolló una ecuación
matemática sencilla para
calcular las longitudes de onda
de las líneas del espectro del
hidrógeno.
1886
Descubrimiento
de los protons
Eugen Goldstein
Observó rayos canales
“protones” en un tubo de
Crookes modificado.
Descubrimiento
de los Rayos X
Al colocar un objeto metálico
en la trayectoria de los rayos
catódicos, observó, que
un papel impregnado con
reactivo fosforescente, que
Whilhelm
se encontraba fuera del tubo,
Conrad Roentgen brillaba misteriosamente,
(Alemán)
los llamó Rayos X. Roentgen
entregó un informe de u
descubrimiento con una
radiografía de la mano de su
esposa. La radiografía es de
gran utilidad en la medicina.
1895
10
1896
1896 – 1900
1897
Descubrimiento
de la Radiactividad
Descubrimiento
del electron
Henri Becquerel
(francés)
Estudiaba algunas sustancias
que emiten luz después de
exponerlas a la luz solar,
fenómeno de fosforescencia.
Decidió investigar si estas
sustancias también emitían
rayos como los X. Debido
al clima lluvioso, dejó en un
cajón durante varios días, la
sustancia de uranio con la
que trabajaba y unas placas
fotográficas envueltas en
papel negro, días después se
sorprendió de ver la imagen
del material de uranio en
las placas fotográficas sin
haber sido expuestos a la
luz solar. De esta manera
descubrió accidentalmente la
radiactividad.
J.J. Thomson
(Inglés)
Usó un tubo de vacío, al cual
le colocó después del ánodo,
una zona donde se pueden
insertar campos eléctricos y
magnéticos perpendiculares
a la radiación, con el fin de
comprobar su carga eléctrica.
Así comprobó que los Rayos
Catódicos tenían carga
negativa y estableció su
relación carga/masa= 1,7588 x
1011C/Kg
1898
Marie Curie
(polaca) y su
esposo Pierre
Curie (francés)
1900
Max Planck
(alemán)
1900
Teoría cuántica
Descubrieron el polonio y
el radio, aislándolos de la
pechblenda (un mineral de
uranio) mediante procesos
químicos.
Explica que un átomo excitado
emite luz en unidades
discretas llamadas cuantos o
fotones.
Rutherford mediante sus
experimentos clasificó las
emisiones radiactivas en:
• Rayos Alfa: consisten en
Ernest Rutherford iones del elemento Helio,
He2+ (partículas alfa), se
mueven a la décima parte
de la velocidad de la luz y no
poseen electrones.
Tipos de
emisiones
radioactivas
11
1896 – 1900
1900
1903
1903 – 1909
1904
1905
Tipos de
emisiones
radioactivas
Su grado de penetración es
limitado, se pueden detener
con una hoja de papel o con la
ropa.
•Rayos Beta: son haces de
electrones emitidos a grandes
velocidades, cercanas a las de
la luz. Tienen mayor energía
cinética que los electrones de
los rayos catódicos. Sólo se
detiene con láminas metálicas
delgadas.
•Rayos Gamma: son una forma
Ernest Rutherford
de radiación electromagnética
similar a los Rayos X, pero
con mayor poder de energía
y penetración. La radiación
electromagnética, viaja a
través del espacio vacío, a
la velocidad de la luz, no
tiene masa y no tiene carga
eléctrica. Se requiere una
capa gruesa de concreto o de
plomo para detenerlas.
Recibió el Premio Nobel de
Química en 1908.
Definición de
Radiactividad
Junto con Becquerel y su
esposo Pierre Curie, recibieron
el Premio Nobel de Física,
por el descubrimiento de
Marie Curie,
la radiactividad y de los
Becquerel y Pierre elementos polonio, radio y
Curie.
radón. Marie Curie definió la
radiactividad como la emisión
espontánea de partículas por
parte de los núcleos de una
sustancia radioactiva.
Modelo atómico
“budín de pasas”
Propiedades
de los Rayos
Catódicos
J. J. Thomson
(inglés)
Philipp Lenard
12
Propuso un modelo en el
cual plantea que el átomo
está formado por electrones
incrustados en un mar de
cargas positivas.
Contribuyó a la Teoría de
rayos catódicos y definió sus
propiedades. Estos rayos se
producen porque tocan la
cubierta o gas residual del
tubo, emitiendo una luz, viajan
en línea recta y pueden ser
desviados por campos
1905
1905
Propiedades
de los Rayos
Catódicos
Efecto
fotoeléctrico
1903 – 1909
1909
Atomo Nuclear
13
Philipp Lenard
magnéticos o eléctricos y
son idénticos sin importar el
material del cual esté hecho el
cátodo.
Albert Einstein
(Alemán)
Concilió las dos hipótesis
consideradas incompatibles:
•La ondulatoria que plantea
que la radiación luminosa es
solo una perturbación que se
desplaza en e espacio.
•La corpuscular, la cual plantea
que la luz está formada por
corpúsculos materiales,
capaces de interaccionar con
la materia.
Einstein concluyó que la
luz y por consiguiente las
ondas electromagnéticas, se
comportan como corpúsculo
y como onda, por estar
formadas por partículas sin
masa y sin carga llamadas
fotones, que se propagan
en forma de ondas,
intercambiando energía con el
entorno.
Einstein publicó un artículo en
el que relacionaba la masa con
la energía.
Utilizó partículas alfa
emitidas por una sustancia
radioactiva (radio o polonio)
colocados dentro de una
caja de concreto, de manera
que sólo podían salir por
un pequeño oriicio para
bombardear láminas delgadas
de oro, platino y cobre. Colocó
Ernest Rutherford alrededor de la placa metálica
(Inglés)
ua pantalla fluorescente para
detectar las partículas alfa
después de haber interactuado
con la placa metálica. Observó
que la mayoría de partículas
alfa pasaban en línea recta,
algunas se desviaban en
pequeños ángulos, algunas
pocas se desviaban en grandes
ángulos.
1903 – 1909
1909
Determinación del
valor de la carga
del electrón
Robert Millikan
(Americano)
Le dio el nombre de electrones
a las partículas que formaban
los Rayos Catódicos. Observó
el movimiento de pequeñas
gotas de aceite de alto grado
para reloj, en un aparato
cargado eléctricamente, con
un fuente de Rayos X, después
de varias mediciones, definió
la carga del electrón igual a
1,602 x 10-19coulomb.
1910
Rayos Canales o
positivos.
Joseph John
Thomson
Estudió las propiedades de los
rayos canales, que se producen
en el ánodo de los tubos de
descarga y se dirigen hacia el
cátodo a gran velocidad. Se
ven afectados por campos
eléctricos y magnéticos
interpuestos en su trayectoria,
demostrando que están
contituidos por partículas con
masa y con carga positiva.
1912
Isótopos no
radiactivos
J. J. Thomson
Separó los isótopos no
radiactivos neón-20 y neón22
Henry Moseley
Basándose en los
experimentos de dispersión
de las partículas alfa por
los núcleos de los átomos,
dedujo que el número de
cargas unitarias del núcleo
coincide con el número
de orden correspondiente
a cada elemento en el
sistema periódico, quedando
ambos representados por
una cantidad a la que llamó
Número Atómico.
1910 – 1925
1913
1913
1920
Descubrimiento
del Número
Atómico
Empleó la fórmula de Balmer
para demostrar que los
electrones de los átomos de
Niveles de energía Niels Böhr (danés)
hidrógeno existen sólo en
órbitas (niveles de energía)
esféricas.
Descubrimiento
de los protones
14
Identificó los protones
Ernest Rutherford bombardeando Nitrógeno con
(Inglés)
partículas alfa provenientes de
núcleos de Helio.
1924
Teoría de la
Dualidad de la
Materia
Louis De Broglie
(Francés)
En un estudio especulativo
comparó las propiedades del
fotón y del electrón, planteó
que el electrón se comporta
unas veces como partícula y
otras veces como onda.
1925
Principio de
Exclusión
Wolfanf Pauli
(alemán)
En cada orbital solo pueden
ir dos electrones con spin
contrario.
1910 – 1925
1926
1927
Describió el movimiento de
los electrones en los átomos
mediante una ecuación
matemática que combinaba
Erwin Schrödinger
Ecuación de onda
la naturaleza de partícula de
(austríaco)
un electrón, sus propiedades
ondulatorias y las restricciones
cuánticas en una relación de
probabilidad.
Principio de
incertidumbre
1910 – 1925
1927
1927
Regla de Hund
Werner
Heisenberg
(alemán)
No es posible conocer la
trayectoria de un electrón, es
decir, su posición exacta y su
momento.
Frederick Hund
(alemán)
Dice que los electrones en
los subniveles presentan
desapareamiento máximo, y
los electrones no apareados
tienen el mismo espin.
Clinton Davinson
(Estadounidense)
Validación
Lester Germer
Experimental de
(Estadounidense)
la teoría Dual de la
George Thomson
Materia
(Inglés)ta
Determinaron el valor de
la longitud de onda de De
Broglie, según las predicciones
dadas en su teoría de la
dualidad de la materia, la cual
concibe al electrón (onda –
partícula).
1932
Descubrimiento
del Neutrón
James Chadwick
(Inglés)
Al bombardear Berilio con
partículas alfa, observó la
emisión de unas partículas
de masa aproximada a la del
protón pero sin carga eléctrica,
porque no se desviaban en
campos eléctricos.
1934
Descubrimiento
del Deuterio
Harold Urey
(estadounidense)
Descubrió el isótopo
hidrógeno pesado o deuterio
1970
Fotografía del
átomo de torio
Albert Crewe
(estadounidense)
Mediante un microscopio
electrónico fotografió átomos
individuales de torio.
1932 – 1985
15
1979
Identificación
de átomos
individuales
Samuel Hurst
(estadounidense
Utilizó una técnica basada en
láser para detectar e identificar
átomos individuales de todos
los elementos menos cuatro.
Gerd Binning
(alemán)
Elaboró un mapa de la
superficie del grafito con un
microscopio de fuerza atómica
(AFM) hecho a partir de un
microscopio de barrido de
efecto túnel (STM).
1932 – 1985
1985
Grafito
1.2 ENCUENTRO DE CIENTÍFICOS EN EL TIEMPO
La actividad tiene como finalidad propiciar una forma creativa, activa, dinámica y
significativa de desarrollar las distintas inteligencias mientras aprendemos acerca de la
Evolución de la Teoría Atómica.
A partir del análisis de la tabla anterior sobre la Evolución de la Teoría Atómica, vamos a
organizar por pequeños grupos de 5 estudiantes, una dramatización teniendo en cuenta
las siguientes orientaciones:
•Cada grupo de estudiantes elige 5 científicos que hayan existido en épocas distantes.
Se recomienda tener cuidado de no repetir científicos entre los grupos.
•Cada estudiante va a asumir la identidad de un científico de los que eligió su grupo de
trabajo.
•Con base en la información inicial que obtienen de la línea de tiempo, cada grupo de
estudiantes va a profundizar la consulta en torno a las vidas y obras de los científicos
que eligieron, teniendo en cuenta:
• Elegir y describir las características de un lugar y tiempo de encuentro de los 5 científicos.
• Crear a manera de dramatización, un diálogo histórico entre estos 5 personajes de la
ciencia.
• Generar un espacio en este diálogo, para que los científicos compartan con los demás
las características geográficas de la región donde desarrollaron su vida y aspectos de su
vida personal y familiar.
• Incluir en la dramatización una muestra de la música y el baile predominante en la
época histórica.
• Incluir en la dramatización diálogos acerca de los problemas, eventos históricos o
culturales más importantes en la época en que existieron los científicos.
• Crear posters, carteleras, presentaciones, etc. para que cada científico explique a los
demás su principal aporte científico.
• De ser posible, si no representa riesgo, reproducir el experimento que consideran fue
el más importante de cada científico y si no es posible buscar la forma adecuada de
explicar su principal aporte.
16
• Realizar la caracterización de los científicos, utilizando el vestuario adecuado el día del
Encuentro, en lo posible utilizando materiales reciclables, fáciles de encontrar y de bajo
costo.
• Organizar un stand sobre los 5 científicos para mostrar y sustentar la presentación de
todo el trabajo realizado a los demás grupos de estudiantes y visitantes el día asignado
para el Encuentro.
• Elegir un día importante para la ciencia como día en que se va a realizar la socialización
de trabajos en el Encuentro.
• Socializar su trabajo a sus compañeros y visitantes.
• Grabar un video sobre su trabajo y compartirlo con sus compañeros y docentes.
• Posterior a la realización del Encuentro, realizar un análisis de los aprendizajes,
fortalezas y aspectos por mejorar en la organización y desarrollo del Encuentro.
• Seleccionar los mejores trabajos y compartirlos, realizando retroalimentación de la
actividad, con el fin de que sirva para otros grupos de estudiantes y docentes.
ACTIVIDAD 1.3. MODELO ACTUAL DEL ATOMO
Sabemos que la materia comprende mezclas y sustancias puras que pueden ser
elementos o compuestos.
Vamos a emprender un viaje al interior de la materia, a partir del aire que respiramos,
para ir conociendo acerca de la composición, propiedades, estructura y comportamiento
de la materia.
1.3.1 MEZCLA
El aire fresco que respiramos, figura 1, es una mezcla de gases y vapor de agua, cuya
proporción podemos apreciar en la tabla 2.
Figura 1. El aire.
Sustancia
Proporción (%)
Oxígeno
20,95
Nitrógeno
78,08
Gases raros
0,9340
Gas carbónico
0,004
Vapor de agua
Variable
Tabla 2. Composición del aire.
17
1.3.2 COMPUESTO
Un compuesto es una sustancia pura formada por la unión de dos o más elementos
diferentes unidos químicamente en proporciones o cantidades fijas, el agua es una
sustancia pura, un compuesto formado por los elementos hidrógeno y oxígeno.
Figura 2. Agua.
Joseph Gay-Lussac (Francés), en 1808, estableció la
proporción atómica del agua, figura 2, encontrando
que 2 Litros de Hidrógeno se combinaban con 1 Litro
de Oxígeno, lo cual implicaba que la molécula de agua
estaba formada por 2 átomos de Hidrógeno y 1 átomo
de Oxígeno, en cantidades fijas, 11,2% de Hidrógeno y
88,8% de oxígeno
El agua tiene como fórmula molecular H2O, cada átomo de Hidrógeno se une con el
átomo de oxígeno compartiendo un par de electrones, mediante la formación de un
enlace covalente simple, como se muestra en la imagen siguiente:
El enlace que se forma es covalente porque los átomos de hidrógeno y oxígeno
comparten electrones para adquirir la estructura del gas noble que les queda más cerca
en el sistema periódico, para el hidrógeno el helio y para el oxígeno el neón. La fórmula
que muestra cómo se organizan los electrones de valencia para formar los enlaces se
denomina Fórmula de Lewis.
18
En la imagen se aprecian los dos enlaces covalentes simples de la molécula de agua.
En la molécula de agua, el átomo de oxígeno atrae los electrones compartidos con
mayor fuerza que el átomo de hidrógeno, generando una carga parcial negativa hacia el
oxígeno y positiva hacia el hidrógeno, lo cual nos permite comprender que la molécula de
agua es dipolar; las moléculas dipolares de agua se disponen de tal manera que forman
puentes o enlaces de hidrógeno entre ellas, por su estructura, el agua es fundamental
para los seres vivos y para la naturaleza en general, presenta propiedades como las
siguientes:
• Es incolora, inodora e insípida.
• Posee una densidad de 1 g/cc a una temperatura de 4°Centígrados.
• Su punto de congelación es de 0°Centígrados, su punto de ebullición es de
100°Centígrados.
• Posee gran cohesión o atracción entre sus moléculas, lo que le confiere una gran
fuerza de tensión superficial, propiedad que se aprecia cuando algunos insectos pueden
caminar sobre la superficie del agua
• Es resistente a los cambios de temperatura, por lo que actúa como termorregulador de
la temperatura de la superficie terrestre.
• Su capacidad calorífica, calor de vaporización y calor de fusión son altos.
• Se adhiere a las superficies favoreciendo la capilaridad.
• Las moléculas que se disuelven en el agua se llaman hidrofílicas y las que no se
disuelven en el agua se llaman hidrofóbicas.
• La molécula de agua presenta una ligera tendencia a ionizarse, separándose en iones
hidronio (H3O+) y (OH-) hidroxilo. Estos iones están en equilibrio en el agua pura.
• Casi todas las reacciones químicas de los seres vivos ocurren en soluciones de pH
neutro.
19
1.3.3 ELEMENTO
El agua es un compuesto formado por la combinación de los elementos hidrógeno y
oxígeno; ahora abordamos como ejemplo de elementos, el Hidrógeno, en la tabla 3
observamos algunas de sus propiedades.
Símbolo
Proporción (%)
Número Atómico
1
Electrones de valencia
1
Estado de Oxidación
+1
Electronegatividad
2,1
Masa atómica
1,00797
Densidad (g/cc) a 0°C y 1 atm.
0,071
Punto de ebullición
-252,7
Punto de fusión
-259,2
El Hidrógeno, primer elemento del sistema periódico, su número
atómico Z es 1, presenta propiedades como las siguientes: es
un no metal, no tiene lustre y es mal conductor del calor y de
la electricidad; en condiciones normales es un gas incoloro,
inodoro e insípido; se encuentra en forma molecular como H2;
es uno de los constituyentes principales del agua y forma parte
de toda la materia orgánica; se encuentra en la Tierra y en el
Universo; es la sustancia más inflamable de todas las que se
conocen, en la figura 3, observamos la bomba de hidrógeno;
presenta mejor solubilidad en solventes orgánicos que en el
agua; a temperatura ordinaria es poco reactivo, a temperaturas
Figura 3. Bomba de hidrógeno
elevadas es muy reactivo.
En su forma atómica es un agente reductor poderoso, aún a temperatura ordinaria.
Cuando reacciona con Oxígeno para formar agua a temperatura ambiente, la reacción
es extremadamente lenta, si se le adiciona un catalizador como el platino o una chispa
eléctrica, se torna violenta.
La mayoría de los elementos existen en la naturaleza en forma de átomos individuales,
pero algunos como el Hidrógeno existen en forma molecular. Una molécula es una
unidad estructural independiente formada por dos o más átomos unidos químicamente
entre sí.
La molécula de Hidrógeno H2 se forma como se explica en la figura 4.
20
En el paso A, No interacción, la distancia entre los átomos de
Hidrógeno es grande y no se afectan uno a otro, al disminuir
la distancia, paso B, Atracción inicial, cada núcleo comienza a
atraer el electrón de valencia del otro átomo, luego se forma el
enlace covalente, paso C, cuando los dos núcleos atraen a los
dos electrones de valencia a una distancia óptima; la molécula
de Hidrógeno, H2 formada, paso D, es más estable que los
átomos de hidrógeno individuales, porque las fuerzas de
atracción entre cada núcleo y los dos electrones compartidos,
representadas por las flechas negras, son mayores que las
fuerzas de repulsión entre los electrones y entre los núcleos,
representadas por las flechas rojas.
Figura 4. Formación del enlace covalente en la molécula de hidrógeno.
El Hidrógeno presenta tres isótopos, protio, deuterio y tritio. El protio es un isótopo del
hidrógeno formado por un único protón y ningún neutrón, el deuterio posee un neutrón
y el tritio tiene dos neutrones. El protio es el isótopo más abundante del hidrógeno, se
identifica como 1H. Es el combustible común en las reacciones de fusión nuclear que
ocurren en estrellas como nuestro sol para formar helio. El deuterio se llama también
hidrógeno pesado, se identifica como 2H o como D, es útil en los procesos de fisión
nuclear junto con el tritio. El tritio es un isotopo radiactivo del hidrógeno, su símbolo
es 3H, se produce naturalmente por la acción de los rayos cósmicos sobre los gases
atmosféricos.
Un elemento como el hidrógeno, es una sustancia pura con propiedades físicas y
químicas únicas, formada por la misma clase de átomos, vamos a continuar nuestro
viaje adentrándonos en el interior del átomo.
1.3.4 ATOMO
Un átomo es la mínima porción de un elemento que conserva sus propiedades. Como
se aprecia en la figura 5, el átomo se concibe como esférico, compuesto por un núcleo
central, muy denso, en el que se encuentran los neutrones (partículas sin carga eléctrica)
y se concentran los protones (partículas con carga positiva), del núcleo depende el
99,97% de la masa del átomo y ocupa una diez billonésima parte del volumen atómico,
está rodeado por uno o más electrones que poseen carga negativa y se mueven
alrededor del núcleo.
21
Figura 5. El átomo.
En lla 4 se comparan las propiedades de las partículas protón, neutrón y electrón.,
observamos que la carga del electrón y del protón es igual en magnitud pero de signo
contrario, la del protón es positiva y la del electrón es negativa; el número de protones
presentes en el núcleo del átomo es igual al número de electrones que rodean el núcleo,
siendo el átomo eléctricamente neutro; notamos que la masa del protón y del neutrón
es muy parecida, la masa del átomo depende del núcleo atómico; podemos apreciar
que la masa del electrón es muy pequeña.
Carga
Nombre
Masa
Localización
(Símbolo)
Relativa
Protón (p+ )
1+
Absoluta (Coulomb
)
en el átomo
Relativa (uma)
Relativa (uma)
1,00727
1,67262 X 10
+ 1,602 X 10 -19
Núcleo
-24
Neutrón (n0 )
0
0
1,00866
1,67493 X 10
Núcleo
-24
Electrón (e- )
1-
- 1,602 X 10 -19
0,00054858
Tabla 4. Propiedades de las partículas subatómicas.
22
9,10939 X
Fuera del
10-28
núcleo
1.3.4.1 Número atómico y Numero masa
El número atómico Z, es el número de protones que posee un átomo en su núcleo.
Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico y cada
elemento tiene un número atómico que lo diferencia de los demás.
El número masa A, corresponde a la suma de protones y neutrones que un átomo posee
en su núcleo.
Cada átomo tiene un símbolo atómico, el cual se representa como se ilustra en la imagen
siguiente:
A partir del símbolo atómico se deduce:
Z = 6, lo cual significa que el átomo de Carbono
posee 6 protones en su núcleo.
A = 12, lo cual significa que la suma de protones
más neutrones para el átomo de Carbono es 12.
N = A – Z = 12 – 6 = 6 lo cual significa que el átomo de Carbono tiene 6 neutrones en su
núcleo.
Sabemos que el número de protones es igual al número de electrones para que el
átomo sea eléctricamente neutro, entonces, el átomo de Carbono posee 6 electrones.
1.3.4.2 Isótopos
Isótopos son átomos de un mismo elemento que poseen el mismo número atómico
Z, pero diferente número de neutrones, por lo cual tienen diferente número masa A,
lo que hace que tengan las mismas propiedades químicas pero diferentes propiedades
nucleares y de masa atómica. En la imagen se representa un isótopo del Uranio.
23
1.3.4.3 Isobaros
Isobaros son átomos de distintos elementos que tienen diferente Z, pero que poseen el
mismo valor en el número másico A.
1.3.4.4 Clasificación periódica de los elementos
Recordemos que finalizando el siglo XVII, Lavoisier (Padre de la Química), organizó una
lista de los 23 elementos que se conocían hasta entonces, hacia 1870 se conocían 65
elementos, hacia 1925 se conocía 88 elementos, en la actualidad hay más de 112.
Sabemos que en 1871, el químico ruso Dimitri Mendeleev, publicó su clasificación
periódica, organizando los elementos en orden creciente de masas atómicas. En 1913,
Henry Moseley descubrió el número atómico Z y desde entonces los elementos se
ordenan en la Tabla Periódica Moderna en orden creciente de números atómicos.
Tengamos presente que la Tabla Periódica Moderna, figura 6, está organizada de la
siguiente manera:
Figura 6. Tabla Periódica.
• Cada elemento ocupa un cuadro, en el que aparece su número atómico y su masa
atómica. Los cuadros están ordenados de izquierda a derecha.
• Las filas horizontales se llaman períodos, están numeradas del 1 al 7.
• Las columnas verticales se llaman grupos, están numerados del 1 al 18. Hay 8
grupos A, dos a la izquierda y seis a la derecha, en ellos se encuentran los elementos
representativos. Los grupos B corresponden a los grupos del 3 a 12, contienen los
elementos de transición. Los elementos de transición interna, lantánidos y actínidos, se
incorporan dentro de los grupos IIIB (3) y IVB (4), generalmente ocupan la parte inferior
de la tabla periódica.
24
• La línea en forma de escalera desde la parte superior del grupo IIIA (13) hasta la parte
inferior del grupo VIA (16), separa los elementos metálicos que se ubican a la izquierda,
de los elementos no metálicos que aparecen a la derecha y de los metaloides que se
ubican a lado y lado de la escalera.
• Los metales ocupan la mayor parte de la tabla periódica, son sólidos brillantes a
temperatura ambiente, el mercurio es un metal líquido, son buenos conductores
del calor y de la electricidad, se dejan moldear en láminas (maleabilidad) o en hilos
(ductilidad).
• Los no metales ocupan la parte superior derecha de la tabla periódica, generalmente
son gases o sólidos opacos a temperatura ambiente, el bromo es no metal líquido, son
malos conductores del calor y de la electricidad.
• A lado y lado de la escalera están los metaloides o semimetales, presentan propiedades
intermedias entre los metales y no metales, son muy importantes en la electrónica
moderna.
Continuando nuestro viaje al interior del átomo, nos disponemos a aprender ahora
acerca de la estructura del átomo, estudiando la Teoría Atómica.
1.3.5 ESTRUCTURA DEL ATOMO
Figura 7. Aristóteles.
Los filósofos griegos del siglo IV a.C., incluyendo a Aristóteles,
figura 7, creían que siendo la materia continua, se podía
dividir en partes más pequeñas indefinidamente. Leucipo,
por intuición, pensó que tenía que existir un límite en esta
subdivisión de la materia hasta unas partículas que ya no
se pudieran dividir más. Demócrito, discípulo de Leucipo,
denominó a estas partículas propuestas por Leucipo átomos
(del griego: a, “no” + tomos, “cortar”), que significa que no se
pueden dividir o cortar más. Este es el origen y el significado
de la palabra átomo.
La teoría atomística griega y descubrimientos importantes que sucedieron en los
siglos XVIII y XIX, contribuyeron para la formulación de la Teoría Atómica por parte del
científico inglés Jhon Dalton en el año 1803.
El descubrimiento del oxígeno o “aire perfecto” por parte de Joseph Priestley en 1774, le
permitió comprender y explicar a Antoine Lavoisier, figura 8, el proceso de la combustión,
explicando que las sustancias se combinan con el oxígeno del aire cuando se queman y
que en este proceso una sustancia actúa como combustible es la que arde (madera) y la
otra actúa como comburente, siendo la que hace arder (oxígeno).
25
Figura 8. Lavoisier y su esposa María Paulze.
Lavoisier encontró que la respiración y la
combustión eran procesos similares, en los
cuáles, las sustancias reaccionan con oxígeno
para producir dióxido de carbono y agua y que
la masa de las sustancias que reaccionan es
igual a la masa de las sustancias que se liberan
como productos, definiendo de esta forma la
Ley de conservación de la masa. Lavoisier es
considerado el Padre de la Química.
En 1783, Henry Cavendish, observó que se producía agua cuando se quemaba
hidrógeno dentro de oxígeno, siendo Lavoisier quién explicó correctamente este
experimento. Hacia 1800, dos químicos ingleses pasaron corriente eléctrica a través
de agua descomponiéndola en hidrógeno y oxígeno. Al proceso de descomposición de
un compuesto químico por medio de la corriente eléctrica se le denominó electrólisis.
En 1799, Joseph Louis Proust concluyó que un compuesto siempre contenía sus
elementos constituyentes en proporciones definidas, enunciado que se conoce como
Ley de las proporciones definidas o de la composición constante.
En 1800, Nicholson y Carlislie, descubrieron el proceso de electrólisis, logrando la
descomposición de una sustancia por medio de la electricidad.
Para esta misma época, Humprey Davy, utilizando la electrólisis, descubrió seis
elementos químicos: sodio, potasio, magnesio, calcio, bario y estroncio. Davy propuso
que esos elementos se mantienen juntos en los compuestos por atracciones de
naturaleza eléctrica.
1.3.5.1 TEORIA ATOMICA DE DALTON
Figura 9. Jhon Dalton.
En 1803, Jhon Dalton, figura 9, formuló su teoría atómica,
procurando explicar las Leyes de conservación de la masa y de
las proporciones definidas, formulando por su parte la Ley de las
proporciones múltiples.
1. Todos los elementos están formados por partículas diminutas e indivisibles llamadas
átomos, los cuáles ni se crean ni se destruyen durante las reacciones químicas.
Actualmente sabemos que los átomos son divisibles, que contienen partículas
subatómicas como protones, neutrones y electrones.
2. Los átomos de un elemento no pueden convertirse en átomos de otro elemento
en una reacción química. Actualmente sabemos que en las reacciones nucleares, con
frecuencia, los átomos de un elemento se transforman en otro, pero esto no ocurre en
un cambio químico.
26
3. Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones y electrones
que determinan el comportamiento químico del elemento. Actualmente sabemos que
existen los isotopos, átomos del mismo elemento con diferente masa atómica.
4. Todos los átomos de un elemento determinado son idénticos, pero difieren de los
átomos de los demás elementos. Por ejemplo, el elemento Oxígeno está formado por
átomos de oxígeno, no los podemos ver ni pesar por lo que son tan pequeños, todos los
átomos de oxígeno presentan las mismas propiedades, pero difieren de las propiedades
de los átomos de otros elementos.
5. Los átomos de distintos elementos forman compuestos combinándose en
proporciones fijas.
6. Cuando dos elementos se combinan en más de una proporción para formar más
de un compuesto, la masa de uno de ellos permanece fija mientras que la del otro
varía guardando una relación de números enteros sencillos. “Ley de las proporciones
múltiples”
En la imagen observamos que la masa del cloro permanece fija y la del oxígeno varía
guardando una relación de números enteros sencillos.
Una teoría es un modelo que explica en forma congruente las observaciones y datos
experimentales acerca de un fenómeno, proceso u objeto de estudio. Su importancia
reviste en que cada modelo que se propone se confronta, es decir, se pone a prueba con
los nuevos resultados experimentales, si permite explicarlos continúa teniendo validez
científica, de lo contrario, los científicos buscan una nueva y mejor representación,
un nuevo modelo que explique de mejor forma los resultados experimentales o que
mejore el que está vigente.
27
La teoría atómica de Dalton ayudaba a responder unas preguntas, pero los científicos
se preguntaban si los átomos se podrían descomponer en otras partículas, transcurrió
un siglo para que la ciencia pudiera confirmar experimentalmente la existencia de
partículas subatómicas.
En un lapso de 35 años, comprendidos de 1897 a 1832, se descubrieron tres partículas
subatómicas: protones, electrones y neutrones.
1.3.5.2 ELECTRÓN
Seguramente que hombres de todos los tiempos han tenido contacto con la electricidad,
sobre todo con la electricidad estática, como nos sucede cuando nos peinamos o nos
quitamos la ropa, o con fenómenos eléctricos como los rayos cuando hay tormenta. El
estudio de la electricidad fue un paso fundamental en el avance de la Teoría Atómica.
1.3.5.2.1 Electricidad
Figura 10.
Michael
Faraday.
Hacia 1830, Michael Faraday, figura 10, realizó diversos experimentos
sobre electrólisis química, en la cual los compuestos se descomponen por
electricidad. Faraday estudió la relación entre la cantidad de electricidad
usada y la cantidad de compuesto descompuesto y formuló las leyes
de la electrólisis química, sentando las bases de la teoría moderna de la
electricidad.
En 1838, el alemán Julius Plucker, inspirado en los trabajos de Faraday, agregó dos
electrodos al Tubo de Geissler (tubo vacío), observó unas radiaciones emitidas desde el
terminal negativo o cátodo, razón por la cual se llamaron Rayos Catódicos.
Los científicos se preguntaron, si los rayos catódicos estaban formados por partículas
con carga eléctrica o eran simplemente un haz de luz.
En 1874, George Johnstone Stoney, postula la posibilidad de la existencia del electrón,
manifestando que las unidades de carga eléctrica están asociadas con los átomos.
1.3.5.2.2 Tubos de descarga
Figura 11.
William
Crookes.
En 1875, el británico William Crookes, figura 11, ideó los tubos de descarga,
el cual, es un tubo de vidrio en el cual se hace vacío mediante una bomba;
en su extremo izquierdo hay un electrodo (Cátodo) unido a un potencial
negativo, en el extremo opuesto hay un electrodo (Ánodo) unido a un
potencial positivo. Cuando la diferencia de potencial es suficientemente
alta se percibe una fluorescencia. Crookes, colocó un imán cerca del tubo
y observó que el haz era desviado.
28
Se sometieron los rayos catódicos a la acción de campos eléctricos y se observó que
también se desviaban, se concluyó que los rayos catódicos estaban formados por
partículas de carga negativa.
En 1891, Stoney sugirió que las unidades de carga eléctrica se llamaran electrones..
1.3.5.2.3 Rayos x
Figura 12. Roentgen.
Whilhelm Conrad Roentgen, figura 12, trabajaba con tubos de rayos
catódicos como se aprecia en la figura 13. Para observarlos mejor solía
trabajar en completa oscuridad. El 8 de noviembre de 1895, cando
colocó un objeto metálico en la trayectoria de los rayos, observó que,
fuera del tubo, un papel impregnado con un reactivo fosforescente
brillaba misteriosamente. Este efecto no podía ser causado por los rayos
catódicos que estaban confinados en el tubo de descarga, tenía que
tratarse de unos nuevos rayos, los llamó Rayos X.
Accidentalmente Roentgen interpuso su mano en la
trayectoria de los rayos y observó sobre la pantalla la sombra
de los huesos de su mano; ensayó con diferentes objetos y
se dio cuenta que algunos como el plomo eran radiopacos.
Figura 13. Tubo de rayos X. Cuando
chocan los rayos catódicos con el
ánodo, se desaceleran produciendo
los rayos X.
El 28 de diciembre de 1895, entregó un manuscrito con el informe de sus resultados,
que incluía una radiografía de la mano de su esposa. Así apareció la radiografía comercial,
de gran utilidad sobre todo en la medicina. En 1901, recibió el Premio Nobel de Física
por su descubrimiento.
Actualmente sabemos que los Rayos X no están constituidos por partículas materiales,
sino que son una forma de radiación electromagnética de alta energía.
29
1.3.5.2.4 Radiactividad
Figura 14.
Becquerel.
Unos meses después, en 1896, Henri Becquerel, figura 14, supo de la
existencia de los rayos X, comenzó a investigar si eran emitidos por las
sustancias fluorescentes (aquellas que emiten luz y luego la emiten en la
oscuridad).
Comenzó a trabajar con sales de uranio que exponía al sol para que
absorbiera las radiaciones, colocándolas luego sobre películas fotográficas
vírgenes y cubriéndolas con papel negro para protegerlas de la luz,
encontró cuando reveló las placas la imagen del mineral de uranio en la
película, inicialmente pensó que la fosforescencia del mineral emitía rayos
X.
En un día no soleado guardo las sales de uranio y la película fotográfica virgen en un
mismo cajón de su escritorio, cuando fue a reanudar los experimentos, encontró que la
película contenía la imagen del mineral de uranio sin haber sido expuesta al sol, situación
que lo llevó a concluir que el uranio emitía algún tipo de radiación desconocida.
Figura 15.
Marie Curie.
Después de muchos experimentos, Marie Curie, figura 15, dedujo que
la radiación provenía del uranio mismo y que no tenía nada que ver
con la fosforescencia. Marie Curie concluyó que la radiación emitida
por el uranio, era un nuevo fenómeno al que le dio el nombre de
radiactividad. Encontró que todos los materiales que contenían uranio
presentan radiactividad. Junto con su esposo Pierre Curie, descubrieron
el polonio y el radio, dos elementos con gran poder radiactivo, capaz
de matar células, que se o en la base para el tratamiento del cáncer
mediante terapia radiológica.
Marie Curie es la única mujer que ha recibido dos premios nobel en 1903 con su esposo
Pierre y en 1911 por sus aportes al conocimiento de la radiactividad y el descubrimiento
de elementos radiactivos.
Actualmente sabemos que la radiactividad es una emisión espontánea de radiación
proveniente de los núcleos de los átomos.
30
1.3.5.2.5 Caracterización de las emisiones radiactivas
Figura 16. Ernest
Rutherford.
En 1899, Ernest Rutherfod, figura 16, demostró que las sustancias
radiactivas producen tres tipos de radiaciones:
Radiación alfa: Consiste en iones del elemento helio, He2+ que se mueven
a gran velocidad, 1/10 de la velocidad de la luz y no poseen electrones.
Tienen una penetración limitada en la materia, se pueden detener con un
pedazo de papel o con la ropa.
Radiación beta: Consiste en electrones emitidos a grandes velocidades, cercanas a las
de la luz. Debido a su alta velocidad tienen mayor energía cinética que los electrones
de los rayos catódicos. La radiación beta solo se puede detener con placas metálicas
delgadas.
Radiación gamma: Forma de radiación electromagnética similar a los rayos X, pero
todavía con mayor energía. Toda radiación electromagnética, viaja a través del espacio
vacío a la velocidad de la luz, no tiene masa y no tiene carga eléctrica. La radiación
gamma es más penetrante, se requiere una capa gruesa de plomo o de concreto para
detenerlas.
Rutherford recibió el Premio Nobel de Química en 1908 por sus trabajos sobre
radiactividad.
1.3.5.2.6 Relación carga/masa del electrón
Figura 17. J.J.
Thomson.
Entre 1893 a 1897, el científico inglés Joseph John Thomson, figura 17, ideó
como determinar la naturaleza de los rayos catódicos. Construyó un tubo
de Geissler colocando una pantalla fluorescente al final del tubo, de tal
manera que cuando los rayos la golpearan brillara; cuando los rayos no
estaban sometidos a ninguna interacción, viajaban en línea recta y el brillo
en la pantalla fluorescente se producía en el centro de la misma.
Thomson, colocó también un campo magnético en el interior del tubo, el cual hacía
que los rayos se desviaran hacia otro punto de la pantalla; insertó también un campo
eléctrico, utilizando dos láminas metálicas cargadas, una positiva (ánodo) y otra negativa
(cátodo), en la disposición que se muestra en la figura 18.
31
Figura 18. Experimento de Thomson, a) placas cargadas, b) con el imán.
Esta igualación de fuerzas, le permitió a Thomson estudiar cuidadosamente las
desviaciones de los rayos catódicos, demostrar que los rayos catódicos estaban
formados por partículas cargadas negativamente a las que llamó electrones y después
de experimentar con electrodos formados por distintos metales y con diferentes gases
dentro del tubo, determinar la relación carga/masa del electrón:
e/m = -1,7588 x 108 Coulomb / gramo
El coulomb C es la unidad de carga eléctrica en el SI Sistema Internacional de Unidades.
Un coulomb es la cantidad de carga que pasa en un segundo en un punto dado de un
circuito eléctrico, cuando la corriente es de un amperio.
El análisis de estos resultados llevó a la conclusión de que los rayos catódicos estaban
formados por partículas más ligeras que el átomo, por lo cual eran partículas subatómicas.
A Thomson se le reconoce como el científico que descubrió la primera partícula
subatómica, a la cual se le llamó más tarde electrón. El electrón tiene carga eléctrica
negativa.
El hecho de que la relación carga/masa del electrón sea independiente del gas que
se coloca en el tubo, implica que el electrón es una partícula que constituye todos los
átomos.
32
1.3.5.2.7 Medición de la carga del electrón
El estadounidense Robert A. Millikan, figura 19, en 1909, hizo la primera
medida precisa de la carga del electrón, en su famoso experimento de la
gota de aceite.
Figura 19.
Robert Millikan.
Figura 20. Experimento de Millikan.
En la figura 20 se aprecia la imagen del experimento de Millikan, los electrones son
producidos por la acción de Rayos X sobre las moléculas de las cuales está compuesto
el aire. Pequeñas gotas de aceite recogen electrones y adquieren cargas eléctricas. Las
gotitas de aceite se depositan entre dos placas horizontales y la masa de una sola gota
se determina midiendo su velocidad de caída.
Cuando las placas están cargadas, la velocidad de caída de la gota se modifica debido
a que la gota cargada negativamente es atraída hacia la placa positiva. Las medidas
de la velocidad de caída en estas circunstancias permiten calcular la carga de la gota.
Debido a que una gota puede recoger uno o más electrones, las cargas calculadas
no son idénticas, pero todas son múltiplos sencillos del mismo valor mínimo, el cual
corresponde a la carga del electrón:
e = -1,6022 x 10-19 Coulomb
Al obtener el valor de la carga del electrón hallada por Millikan y el valor de la relación
carga/masa e/m del electrón hallada por Thomson, se obtuvo el valor de la masa del
electrón, despejando su valor a partir de la ecuación:
m=
e
e/m
33
m = -1,6022 x 10-19 Coulomb / -1,7588 x 108 Coulomb / gramo
m = 9,1096 x 10-28 gramos
Cada átomo contiene un determinado número de electrones.
Como este valor de carga es el más pequeño, se le considera como unidad de carga
electronegativa e = -1.
Los átomos tienen un valor de carga neta igual a cero, es decir son eléctricamente
neutros. Esto significa que si se sabía que los átomos tenían electrones con carga eléctrica
negativa, debían existir partículas con carga positiva en igual número para contrarrestar
la carga negativa de los electrones y lograr la neutralidad del átomo.
1.3.5.3 MODELO ATOMICO DE THOMSON
A partir de este razonamiento, en 1902, Joseph John Thomson y William Thomson
Kelvin, conocido como Lord Kelvin, formularon un primer modelo para el átomo de
Dalton. Imaginaron el átomo como un “budín con pasas”, la masa del budín representaba
la carga positiva, correspondiendo a la mayor parte de la masa del átomo y las pasas
representaban los electrones, distribuidos uniformemente en la masa positiva, para
lograr que el átomo fuera eléctricamente neutro, como se aprecia en la figura 21.
Figura 21. Modelo atómico de Thomson.
1.3.5.4 PROTÓN
En 1886, Eugen Goldstein, sustituyó la placa sólida del cátodo por un cátodo perforado,
como se muestra en la figura 22. Encontró que en la dirección contraria a los rayos
catódicos, fluía una corriente de electricidad positiva. Goldstein los llamó rayos positivos
o rayos canales por lo que pasaron a través de las perforaciones que realizó en el cátodo,
como provienen del ánodo también se le llaman rayos anódicos.
34
Figura 22. Rayos canales. a) En un tubo de rayos catódicos los electrones viajan del cátodo al ánodo. b) En su trayectoria pueden
chocar con átomos o moléculas de gas remanente en el tubo. La colisión da por resultado iones positivos, que tienden a viajar
ahora hacia el electrodo negativo. c) Como el cátodo está perforado algunos iones acelerados lo atraviesan y d) forman los rayos
canales que se detectan en la otra pared del tubo.
Thomson tomó nuevamente los tubos para estudiar los rayos canales, a los que sometió
a la acción de campos eléctrico y magnético, encontró diferentes trayectorias para los
iones positivos formados. Cuando el gas en el tubo era neón, que es un elemento,
obtuvo dos trayectorias, como si existieran dos átomos de neón con diferente masa, de
esta manera descubrió los isótopos, en 1913.
Unos años más tarde colocando gas hidrógeno en el tubo, se formaron los iones H2+ y
H1+, desprovistos de su electrón. Thomson formuló que los iones hidrógeno positivos
eran partículas subatómicas con el mismo valor de la carga del electrón pero de signo
positivo, llamadas protones.
En 1898, Wilhem Wein, determinó el valor carga/masa para el protón, la masa del
protón es 1837 veces mayor que la del electrón.
Fue hasta 1920 que se identificó el ion hidrógeno positivo, se le dio el nombre de protón,
partícula de carga positiva que forma parte de todos los átomos.
35
1.3.5.5 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Rutherford reconoció que las partículas alfa podían usarse para conocer más acerca del
átomo. En 1909, con sus alumnos Geiger y Mardsen, llevaron a cabo un experimento
para poner a prueba el modelo atómico de Thomson, figura 23.
Figura 23. Experimento de Rutherford.
Utilizaron partículas alfa emitidas por un elemento radiactivo, radio o polonio, colocado
dentro de una caja de concreto, para bombardear láminas delgadas de oro, platino o
cobre. Las partículas alfa salen en forma de haz por un pequeño orificio. Alrededor de
la placa metálica colocaron una pantalla fluorescente para detectar las partículas alfa
después de interactuar con la lámina metálica.
Rutherford esperaba observar según el modelo atómico de Thomson, que las partículas
alfa positivas fueran uniformemente repelidas por la masa positiva distribuida
uniformemente en el átomo. Encontró que la mayoría de las partículas alfa pasaban
a través de la lámina y golpeaban la pantalla fluorescente en línea recta (O). Algunas
partículas alfa se desviaban en pequeños ángulos (A), sólo pocas partículas alfa se
desviaban en grandes ángulos (B).
El modelo de Thomson no podía explicar el comportamiento de las partículas alfa.
Rutherford pensó que la única explicación para que las partículas alfa fueran repelidas a
grandes ángulos era que el átomo tuviera un núcleo pequeño y denso de carga positiva,
unas 10000 veces más pequeño que el átomo, donde se concentran los protones y un
99,9% de la masa del átomo. La mayor parte del átomo es espacio vacío. Los electrones
en el modelo de Rutherford se mueven alrededor del núcleo.
36
1.3.5.7 MODELO ATOMICO DE BOHR
Figura 25.
Niels Böhr.
La teoría cuántica fue propuesta en primer lugar por Max Planck
en 1900 para explicar la radiación de un cuerpo caliente. En 1905,
Albert Einstein la utilizó para explicar la emisión de electrones por
metales expuestos la luz. En 1913, Niels Böhr, figura 25, utilizó la
teoría cuántica para desarrollar el modelo del átomo de hidrógeno.
La teoría cuántica es una teoría general que se aplica a todas las
interacciones de la materia con la energía.
La teoría cuántica aplicada a la teoría atómica se fundamenta en los siguientes postulados:
• Los átomos y las moléculas solo pueden existir en ciertos estados, que se caracterizan
por una cierta energía. Cuando un átomo o molécula cambia de estado, debe absorber o
emitir la cantidad exacta para ir a dicho estado. Los electrones de un átomo no pueden
tener cualquier valor de energía, sino que poseen valores de energía definidos. El estado
electrónico de energía más bajo es el estado fundamental. Un estado excitado es el que
tiene más energía que el estado fundamental.
• Un átomo o molécula se pude mover desde un estado de energía electrónica a otro,
absorbiendo o emitiendo un fotón.
• Los estados permitidos de energía de átomos o moléculas se pueden describir por una
serie de números cuánticos.
Niels Böhr, desarrolló un modelo sobre el comportamiento de los electrones en el
átomo de hidrógeno. Böhr supuso que el átomo de hidrógeno constaba de un protón
central alrededor del cual se movía el electrón en órbitas circulares. Relacionó la fuerza
de atracción del protón y el electrón con la fuerza centrífuga debida al movimiento
circular del electrón. Definió el número cuántico n, el cual solo puede tomar valores
enteros positivos (1, 2, 3, …).
En el átomo de hidrógeno normal, el electrón se encuentra en estado fundamental para
el que n=1. Cuando un electrón absorbe energía se mueve a un estado superior, a un
estado excitado, los cuales corresponden a n = 2, 3, 4…
Cuando un electrón desprende energía en forma de luz (fotón) vuelve a un estado de
energía más bajo ya sea otro nivel excitado o a su estado fundamental.
Böhr dedujo que cada nivel de energía de un átomo sólo es capaz de mantener cierto
número de electrones a la vez. El número máximo de electrones o población electrónica
máximo por nivel de energía se calcula según la fórmula 2n2. En la cual n es igual al
número del nivel de energía que se está llenando, como se muestra en la tabla 5.
37
Nivel de Energía
(2n2)
Población electrónica
máxima
1
(2 x 12)
2
2
(2 x 12)
8
3
(2 x 32)
18
4
(2 x 32)
32
Tabla 5. Población electrónica máxima por nivel de energía.
Por ejemplo, el diagrama de Böhr para el sodio es:
El círculo central representa el núcleo del átomo, en el cual se hallan 11 protones y
11 neutrones; los círculos exteriores representan los niveles de energía, los cuales se
representan por las letras K, L, M… o con los números arábigos 1, 2, 3…
Bohr propuso un modelo planetario para el átomo, como si el sol fuera el núcleo y los
electrones los planetas que giran en niveles de energía cuantizados en torno al núcleo.
1.3.5.8 MODELO MECÁNICO CUÁNTICO DEL ÁTOMO
La teoría cuántica o mecánica cuántica se formuló durante los primeros treinta años
del siglo XX, por los científicos Max Planck, Albert Einstein, Niels Böhr, Louis De Broglie,
Erwin Schrödinger, Wolfgang Pauli, Werner Heisenberg y Paul Dirac.
En 1924, Louis De Broglie postuló que el electrón tiene naturaleza dual, se comporta
como partícula y como onda.
Siendo el electrón una onda era muy difícil determinar la posición del electrón dentro
del átomo. En 1920, los científicos se convencieron de que el modelo de Böhr debía ser
abandonado porque no correspondía a la realidad. Se desarrolló la mecánica cuántica
para describir e movimiento de pequeñas partículas confinadas en una pequeña porción
del espacio.
38
En 1926, Erwin Schrödinger, figura 26, desarrolló una ecuación cuya solución
está asociada a una serie de números cuánticos, por medio de los cuales es
posible calcular las energías permitidas al electrón en el átomo de hidrógeno
y de los demás átomos.
Figura 26. Erwin
Schrödinger.
Cada electrón, en un átomo, tiene una serie de números cuánticos que fijan su energía
y la forma de su nube de carga.
Primer número cuántico, n. Niveles principales de energía.
Es fundamental para determinar la energía del electrón. El número cuántico n sólo
puede tomar valores enteros positivos, 1, 2, 3, El valor de n corresponde al nivel de
energía principal. Si n= 1 el electrón está en el nivel 1 y así sucesivamente.
Segundo número cuántico, l. Subniveles (s, p, d, f)
Cada uno de los niveles principales de energía incluye uno o más subniveles. Los
subniveles se denotan por el número cuántico l, la forma de la nube electrónica viene
determinada por l, el cual toma valores desde 0 hasta (n-1): los subniveles son, s (sharp);
p (principal); d (diffuse); f (fundamental).
Tercer número cuántico, m. Orbitales
Cada subnivel contiene uno o más orbitales, designados por el tercer número cuántico
m. Este número cuántico indica cómo está orientada la nube electrónica que rodea
al núcleo. El valor de m está relacionado con el de l, toma valores desde –l hasta +l
pasando por cero.
Cuarto número cuántico, ms, spin del electrón
El número cuántico ms, este número está asociado al giro del electrón alrededor de sí
mismo. Un electrón posee propiedades magnéticas, que son como las de una partícula
cargada girando alrededor de su eje, hay dos posibilidades de giro, en dirección de las
agujas del reloj o en sentido inverso, puede tomar dos valores +1/2 o -1/2
Principio de exclusión de Wolfang Pauli: En 1925, dijo que en un átomo no pueden
existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos.
39
Nivel de Energía
1
2
l Valores desde 0 hasta (n-1)
0
s
0
s
1
p
0
s
1
p
2
d
0
s
1
p
2
d
3
f
3
4
Población
electrónica
máxima
Tabla 6. Relación entre los números cuánticos principal (n) y azimutal (l).
En la tabla 6 se observa que el primer nivel de energía solo posee un subnivel s, el
segundo nivel de energía posee subniveles s y p, el tercer nivel de energía posee
subniveles s, p y d, el cuarto nivel de energía posee subniveles s, p, d y f.
El subnivel s, tiene orbital s, con simetría esférica. Cada subnivel p contiene 3 orbitales
p, formados por dos lóbulos idénticos con la misma energía pero que se proyectan con
distinta orientación en el espacio, px, py, pz. El subnivel d contiene cinco orbitales y el
subnivel d tiene 7 orbitales con formas más complejas que los orbitales.
40
n
Nivel de
energía
l
Valores
desde
0 hasta
(n-1)
Subnivel
1
0
s
0
1
0
s
0
1
1
p
1, 0, 1
3
0
s
0
1
1
p
-1, 0, 1
3
2
d
-2, -1, 0, 1, 2
5
0
s
0
1
1
p
-1, 0, 1
3
2
d
-2, -1, 0, 1, 2
5
3
f
-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
7
2
3
4
m
Valores desde –l
Orbitales en
hasta +l pasando por cada subnivel
cero
Total de
orbitales
por nivel de
energía
n2
1
4
9
16
Tabla 7. Relación entre los números cuánticos principal (n), azimutal (l) y magnético (m)
El número cuántico magnético m define el número de orbitales por cada subnivel, como
se aprecia en la tabla 7, al totalizar los distintos subniveles que conforman un mismo
nivel de energía obtenemos el número de orbitales por nivel de energía, podemos
apreciar que el número de orbitales por nivel de energía es igual a n2.
Vemos que el número cuántico spin ms se deriva de aplicar el principio de exclusión
de Pauli, entendido como que en cada orbital sólo pueden ir dos electrones con spin
contrario, entendemos el porqué de la fórmula para determinar la población máxima
de electrones por nivel de energía que estableció Bohr como 2n2, siendo 2 el número
de electrones máximo que se pueden encontrar en un orbital atómico pero teniendo
spin contrario y n2 el número de orbitales máximo por nivel de energía.
Los subniveles se van llenando en orden ascendente, según el menor valor de n + l. Así
por ejemplo observamos que se llena primero 4s2 que 3d10, porque para la notación 4s2,
n = 4 y l = 0, la suma n + l = 4 + 0 = 4; para la notación 3d10, n = 3 y l = 2, siendo n + l = 3
+ 2 = 5, por eso se llena primero 4s2 que 3d10.
41
1.3.5.9 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se utiliza la notación espectral que se muestra en la tabla 8, para realizar la configuración
electrónica o distribución de los electrones que posee un átomo en los diferentes
subniveles de energía a partir de su número atómico Z.
Tabla 8. Orden de llenado de los subniveles de energía
Aprendimos en el curso anterior que los elementos en la Tabla periódica están
organizados en orden creciente de sus números atómicos, porque la Ley Periódica
Moderna postula que las propiedades químicas de los átomos son funciones periódicas
de sus números atómicos Z.
Ahora vamos a aplicar la teoría cuántica para realizar la configuración electrónica de un
átomo, partiendo de su número atómico Z, a analizarla y establecer su relación con su
ubicación en el sistema periódico. Como ejemplo que nos ayude a recordar, vamos a
realizar la configuración electrónica del elemento calcio Ca cuyo número atómico Z es
igual a 20.
Recordemos que para denotar la configuración electrónica de un átomo, de forma
abreviada, se utiliza el símbolo del gas noble que antecede al elemento en el sistema
periódico, encerrado entre corchetes, representando la parte interna del átomo y al
lado derecho aparece la notación correspondiente.
42
Configuración electrónica extendida del Calcio
Configuración abreviada del Calcio
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
[ Ar ] 4s2
43
Análisis de la configuración electrónica del Calcio
Análisis
Respuesta
Justificación
Región
s
Observamos que el subnivel de mayor energía
del nivel 4, es s, por lo tanto está ubicado en
la región del subnivel s bloque p de la tabla
periódica.
Período
4
Observamos que el nivel de energía más
externo es el 4, por consiguiente está ubicado
en la tabla periódica en el período 4, que el
subnivel de mayor energía del nivel 4, es s, por
lo tanto está ubicado en la región del subnivel
s o bloque s de la tabla periódica.
Grupo
IIA
Observamos que posee dos electrones en su
nivel de energía más externo, por consiguiente
posee 2 electrones de valencia, razón por la
cual está ubicado en el grupo o familia 2 (IIA).
Familia
Alcalinotérreos
Concluimos que es el Calcio es un metal, porque
ya estudiamos la ubicación de los elementos
en el sistema periódico y más específicamente
pertenece a la familia alcalinotérreos.
Por la posición que ocupa en la tabla periódica deducimos que su electronegatividad
es baja y tiene tendencia a cumplir la ley del octeto perdiendo sus dos electrones de
valencia formando el catión Ca+2.
Todas estas deducciones las realizamos aplicando los conocimientos adquiridos sin
consultar la tabla periódica.
Aprender a aplicar los conocimientos, para analizar y deducir, es fundamental para
comprender los procesos químicos, recordemos que las bases del aprendizaje se
construyen en estos primeros grados.
Ahora vamos a consultar la tabla periódica para comprobar nuestras deducciones.
Procedemos a realizar la configuración electrónica del elemento flúor F cuyo número
atómico Z es igual a 9, este ejemplo desarrollamos la configuración hasta orbitales
atómicos.
1
Configuración electrónica del Flúor
Configuración abreviada del Flúor
1s2 2s2 2p5
[ He ] 2s2 2p5
Ahora, desarrollamos la configuración electrónica hasta orbitales atómicos,
representando cada electrón con spin contrario mediante una flecha.
Procedemos a realizar el análisis de la configuración electrónica del Flúor y su relación
con su ubicación en la Tabla Periódica.
Análisis de la configuración electrónica del Flúor
Análisis
Respuesta
Justificación
Región
p
Observamos que el subnivel de mayor
energía del nivel 2, es p, por lo tanto
está ubicado en la región del subnivel p
bloque p de la tabla periódica.
Período
2
Observamos que el nivel de energía
más externo es el 2, por consiguiente
está ubicado en la tabla periódica en el
período 2.
Grupo
VIIA
Observamos que posee siete electrones en su nivel de energía más externo
que es el 2, por consiguiente posee 7
electrones de valencia, razón por la
cual está ubicado en el grupo o familia
17(VIIA).
2
Familia
Halógenos
Concluimos que es el Flúor es un
no metal, porque ya estudiamos
la ubicación de los elementos
en el sistema periódico y más
específicamente pertenece a la familia
halógenos.
Por la posición que ocupa en la tabla periódica deducimos que la electronegatividad del
Flúor es la más alta del sistema periódico, pues en el grupo VIIA está en la parte superior
y en el período 2 está más a la derecha, tiene tendencia a cumplir la ley del octeto
ganando un electrón formando el anión F-1.
La Tabla Periódica es como un libro de química resumido, para comprender los procesos
químicos es fundamental aprender a conocerla, a utilizar la información que hay en ella
y a deducir información a partir de ella.
1.3.5.10 MODELO ESTANDAR
A continuación abordaremos el Modelo Estándar el cual continúa teniendo vigencia en
la actualidad y cuyo conocimiento forma parte de la cultura general de una persona, por
lo cual nos interesa familiarizarnos con sus planteamientos desde temprana edad.
En 1905, Albert Einstein, inició dos caminos revolucionarios para la ciencia cuando
publicó la teoría especial de la relatividad y aportó una nueva forma de ver la radiación
electromagnética desde el punto de vista de la teoría cuántica.
Una partícula elemental es aquella que no está formada por otras partículas y que por
tanto no se puede dividir. Para saber si una partícula es elemental hay que intentar
romperla, se han creado muchos equipos para provocar colisiones como el ciclotrón, el
sincrotrón y acelerador lineal, para acelerar partículas que van a chocar.
Figura 27. Sincrotrón.
Estos equipos han permitido descubrir más de 100 partículas subatómicas, las cuales se
han clasificado en leptones (electrón, muon, mesón tau y tres tipos de neutrinos), son
partículas ligeras y hadrones o partículas pesadas, se conocen más de 100 hadrones,
incluyendo al protón y al neutrón, los hadrones están formados por quarks, se plantea
la existencia de seis quarks, veamos la figura 28.
3
La búsqueda de partículas elementales continúa, con la idea de encontrar cuál es la
parte más pequeña de la materia.
Entre 1960 a 1975, varios de los más eminentes físicos fueron elaborando un modelo
que permitiera explicar la constitución de la materia y sus leyes, se conoció como
cromodinámica cuántica (QDC) y condujo al modelo estándar.
Figura 28. Partículas elementales.
4
Se consideran 6 quarks y 6 leptones, figura 28, como se observa cada partícula tiene su
símbolo y valor de carga. Un protón está formado por tres quark (uud), su carga total es
+1; un neutrón también está formado por tres quarks (ddu), su carga es cero.
El modelo estándar es una teoría que ha sido considerada la mejor de todas para
explicar la naturaleza de la materia, figura 29, la cual identifica las partículas básicas
especificando cómo interactúan.
Figura 29. Naturaleza de la materia.
El modelo estándar plantea que en la naturaleza existen dos tipos de partículas:
Las que están asociadas a la materia reciben el nombre de fermiones (quarks, leptones
y bariones) en honor a Enrico Fermi, los fermiones poseen spin fraccionario y no
pueden ocupar el mismo estado cuántico al mismo tiempo, esta característica define la
estabilidad de la materia y sus propiedades macroscópicas.
Las que están asociadas a las interacciones se llaman bosones, en honor a Satyendranath
Bose, los bosones poseen spin entero, varios bosones pueden ocupar un mismo estado
cuántico, son las partículas que conforman los campos de fuerza y son las portadoras
de las interacciones.
5
El modelo estándar establece que todo cuanto conocemos está formado por dos
tipos de partículas y sus correspondientes antipartículas: los quarks y los leptones,
que interactúan entre sí por medio de tres tipos de fuerza (electromagnética, nuclear
fuerte y electrodébil). Estas fuerzas o interacciones son transmitidas por partículas
especializadas llamadas bosones.
De acuerdo con el modelo, los tres tipos de interacciones (electromagnética, nuclear
fuerte y electrodébil) al nivel fundamental son las tres formas de manifestarse de una
fuerza única. La otra gran fuerza de la naturaleza es la gravedad, la cual actúa por igual
sobre la masa que sobre la energía, queda fuera del modelo estándar y es explicada por
la teoría de la relatividad. Algunos de los mejores científicos están buscando la Teoría de
la Gran unificación (TGU).
Según el modelo estándar los seis quarks y sus correspondientes antiquarks no se
presentan de forma individual, sino formando agrupaciones llamadas hadrones. La
materia ordinaria está formada por solo dos tipos de quarks: quark u (up o arriba) y quark
d (down o abajo), que se agrupan formando tripletes o bariones.
El protón, figura 30, es un barión que está formado por dos quark
u y un quark d (uud), El quark u tiene carga +2/3 y el quark d -1/3, la
carga del protón es +2/3+2/3-1/3 = +1
Figura 30. Protón.
El neutrón, figura 31, es un barión formado por dos quark d y un
quark u (ddu). y la del neutrón 2/3-1/3-1/3 = 0. Los mesones están
formados por un quark y un antiquark, por ejemplo, los piones, pi+
(ud-), o los kaones, k- (su-).
Figura 31. Neutrón
6
Los otros cuatro tipos de quarks solo se presentarían como constituyentes de partículas
supermásicas, en condiciones energéticas muy elevadas que se alcanzan únicamente
en estrellas de neutrones o quásares o en formas de materia no observadas. El quark t
(top o cima), se descubrió en el acelerador Tevatrón del Fermilab en 1995.
Algo parecido ocurre con los transmisores de fuerza o bosones, sólo el fotón puede
ser observado fácilmente. Para detectar los bosones Z, W, g, se requieren enormes
energías, utilizando los aceleradores de partículas se han ido detectando los distintos
tipos de quarks y los bosones.
Los leptones son partículas inmunes a la fuerza fuerte; de los leptones, sólo el electrón es
fácilmente detectable. Los neutrinos carecen de carga y de masa, son muy escurridizos,
atraviesan la materia ordinaria como si no existiese, no obstante se han detectado los
demás leptones.
Nos surge el interrogante ¿Si es tan difícil detectar estas partículas, entonces cuáles
se encuentran en la materia ordinaria que nos rodea? El mundo que nos rodea está
constituido por quarks u y d, electrones, fotones y neutrinos electrónicos. Los quarks
u y d forman los protones y los neutrones, los quarks constituyen menos del 0,1% del
núcleo atómico y el núcleo atómico ocupa menos de la cienmilésima parte del átomo,
la mayor parte del átomo es espacio vacío. El resto de las partículas sólo existirían a
energías que se dan en algunas estrellas muy másicas y en explosiones procedentes
de los confines del universo, pudiendo llegar a nosotros como parte de la radiación
cósmica.
7
En los aceleradores de partículas se reproducen esas condiciones, haciendo posible
observar las partículas de forma controlada.
Los bosones son las partículas mediadoras de las cuatro fuerzas fundamentales.
Según el modelo estándar el universo estaría lleno de un campo de Higgs que los
fotones y otras partículas no másicas atravesarían sin interactuar con él, pero el campo
de Higgs interactuaría con las partículas másicas a través del bosón de Higgs ofreciendo
una resistencia a su desplazamiento, figura 32.
Figura 32. Bosón de Higgs.
El 4 de julio de 2012, se anunció el descubrimiento de una partícula compatible con el
bosón de Higgs conocido comúnmente como partícula de Dios. Si el modelo estándar
es correcto, la existencia del bosón y el campo de Higgs son fundamentales, pues
explicarían la masa de los quarks, los bosones W y Z y los leptones.
No todo tiene masa, el fotón va a la velocidad de la luz o no existe, figura 33. Todo
cuanto conocemos se puede presentar como masa o en forma de energía, o como
combinación de ambas formas.
Figura 33. Fotón.
8
En los núcleos atómicos los neutrones y protones se mueven a velocidades cercanas a
las de la luz. Cuando se comprende que la masa es una forma de energía, se entiende
que se transforma en otras formas de energía, las partículas subatómicas ya no se ven
como “cosas” sino como racimos de energía, que son entidades tetra dimensionales
en espacio y tiempo, son patrones de actividad con un aspecto espacial que las hace
parecer como objetos con una cierta masa y un aspecto temporal que las hace parecer
como procesos que encierran la energía equivalente, como lo planteó Einstein: “Materia
y energía no son realidades distintas sino formas distintas de una misma realidad. La
cantidad total masa de materia más masa de energía permanece constante antes y
después de un proceso cualquiera, es decir, es constante en el universo”.
La interacción fuerte se debe al intercambio de gluones, las partículas portadoras de la
interacción. Los gluones son partículas sin masa, junto con los quarks, son las partículas
elementales inobservables directamente porque se encuentran confinados en los
hadrones.
Los nuevos postulados permitieron que se empezara a comprender el mundo como
un todo, con una visión sistémica y ecológica. La física moderna revela la unidad del
universo, la naturaleza comprende una red de relaciones entre las partes de un todo
unificado, las partículas subatómicas no se pueden concebir como unidades aisladas
sino como interconexiones e interrelaciones. La fuerza y la materia tienen un origen
común en los patrones dinámicos llamados partículas. Los patrones de energía forman
las estructuras nucleares, atómicas y moleculares que construyen la materia y nos dan
el aspecto macroscópico que observamos. Los átomos están constituidos de partículas
pero las partículas no están hechas de nada material.
Ahora realizamos el siguiente ejercicio de relación interactivo, para retroalimentar el
aprendizaje sobre el Modelo Estándar.
9
1.3.5.11 EJERCICIO MODELO ATOMICO ACTUAL
Vamos a establecer la relación correcta entre cada partícula subatómica y el enunciado
que le corresponda, utilizando un color para cada partícula.
CONCEPTO
ENUNCIADO
FOTÓN
Partículas que constituyen los protones y
neutrones.
FERMIONES
Constituye la materia ordinaria.
BOSONES
Formado por dos quark u y un quark d
QUARKS
Formado por dos quark d y un quark u.
HADRONES
Partículas asociadas a la materia.
QUARK UP
Partículas inmunes a la fuerza fuerte.
PROTÓN
Partículas asociadas a las interacciones.
LEPTONES
Partículas que se intercambian en la
interacción fuerte.
ELECTRÓN
Partículas que carecen de carga y de masa.
NEUTRÓN
Formados por un quark y un antiquark.
NEUTRINOS
Responsable de la radiación
electromagnética.
NEUTRINOS
Agrupaciones de quarks.
GLUONES
Responsable de la electricidad y de las
reacciones químicas.
10
1.3.5.12 EJERCICIOS SOBRE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Vamos a aplicar los aprendizajes adquiridos resolviendo los siguientes ejercicios:
Para los elementos, Magnesio, Cloro, Aluminio, Azufre y Fósforo, determinamos lo
siguiente:
Elemento
Símbolo
Número
Atómico Z
Metal
No Metal
Metaloide
Magnesio
Cloro
Aluminio
Azufre
Fósforo
Completamos la configuración electrónica extendida y abreviada, para cada átomo,
representando los electrones en los orbitales mediante flechas con spin contrario,
utilizamos un color diferente para representar los electrones de valencia de cada átomo
Luego analizamos la configuración electrónica para cada átomo y determinamos su
ubicación en el sistema periódico.
Al terminar el ejercicio, sustentamos y verificamos el análisis realizado, comparando
con la Tabla Periódica.
Configuración electrónica extendida del
Magnesio
Configuración abreviada del Magnesio
11
Análisis de la configuración electrónica del Magnesio
Análisis
Respuesta
Justificación
Región
Período
Grupo
Familia
Configuración electrónica extendida del
Cloro
Configuración abreviada del Cloro
12
Análisis de la configuración electrónica del Cloro
Análisis
Respuesta
Justificación
Región
Período
Grupo
Familia
Configuración electrónica extendida del
Aluminio
Configuración abreviada del Aluminio
13
Análisis de la configuración electrónica del Aluminio
Análisis
Respuesta
Justificación
Región
Período
Grupo
Familia
Configuración electrónica extendida del
Azufre
Configuración abreviada del Azufre
14
Análisis de la configuración electrónica del Azufre
Análisis
Respuesta
Justificación
Región
Período
Grupo
Familia
Configuración electrónica extendida del
Fósforo
Configuración abreviada del Fósforo
15
Análisis de la configuración electrónica del Fósforo
Análisis
Respuesta
Justificación
Región
Período
Grupo
Familia
1.3.5.13 EJERCICIO EL ÁTOMO Y SUS PROPIEDADES
En cada ejercicio encontramos información relacionada con un elemento químico y
su símbolo atómico. A partir de esta información, vamos a determinar las propiedades
atómicas: número atómico, número másico, número de protones, número de electrones,
número de neutrones.
Elemento
Estroncio
Carbono
Información
Símbolo Atómico
Propiedades
Si un individuo consumió
alimentos cultivados y
cosechados localmente, las
relaciones de sus isótopos
del estroncio en su dentadura
serán reflejo de la región
geológica que habitó.
Z=
El análisis de isótopos estables,
como el Carbono 13, ofrece
información para discutir los
tipos de dietas consumidas por
las poblaciones humanas.
Z=
A=
P+ =
e- =
n0 =
A=
P+ =
e- =
n0 =
16
Rubidio
La edad de las rocas y de los
minerales puede determinarse
midiendo en ellos la
acumulación de los productos
aparecidos a causa de la
desintegración radiactiva. El
rubidio se usan con frecuencia
para datar rocas formadas por
minerales corrientes, como
granitos
Z=
A=
P+ =
e- =
n0 =
ACTIVIDAD 2. ¿Cómo se forman los iones y las
moléculas?
Más del 99% de la materia reside en los núcleos atómicos; la materia que observamos a
diario, está formada por núcleos con vida larga, mientras que en el universo se forman
núcleos con vida muy corta. Actualmente en los laboratorios de partículas se crean
estos núcleos para ser estudiados.
Seguramente nos preguntamos ¿por qué los protones y neutrones se quedan unidos
en el núcleo?
Figura 34. Átomo neutro.
Los protones identifican un elemento, tienen carga
positiva y de acuerdo con la ley de Coulomb las cargas
iguales se repelen y las contrarias se atraen, los protones
siendo de carga positiva originan una fuerza de repulsión
considerable dada la cercanía en que están dentro del
núcleo atómico, esta fuerza tiende a romper el núcleo
y los neutrones son necesarios para darle estabilidad al
núcleo. Además de las fuerzas de repulsión, hay fuerzas
de atracción entre protones y neutrones debidas a
interacciones nucleares.
Recordemos que la interacción fuerte ocurre en el núcleo atómico y se debe al
intercambio de gluones, los cuales son las partículas portadoras de la interacción,
que los gluones son partículas sin masa y que junto con los quarks son inobservables
directamente porque se encuentran confinados en los hadrones; esta fuerza fuerte
mediada por los gluones, mantiene unido el núcleo del átomo, por eso los protones y
neutrones permanecen confinados en el núcleo atómico.
17
Los elementos de número atómico bajo son más estables porque tienen igual número
de protones y neutrones, a mayor número de protones se requieren más neutrones
para que a través de la fuerza nuclear fuerte se logre mantener la estabilidad del núcleo.
2.1 ¿QUÉ PRINCIPIOS EXPLICAN LA FORMACIÓN DE IONES Y MOLÉCULAS?
En el curso anterior empezamos a aprender acerca de cómo se unen los átomos para
formar moléculas, estudiamos la Ley del Octeto, la Electronegatividad, aprendimos
también cómo se forman los iones cuando dos átomos se combinan mediante el enlace
iónico.
En la naturaleza se observa que buena parte de la materia conocida y de los seres que
la conforman, están constituidos por elementos que se encuentran en los primeros
cuatro períodos de la Tabla Periódica, los cuáles se combinan de distintas formas para
constituir aniones, cationes y moléculas, unidades fundamentales de los compuestos
químicos.
Los elementos que forman parte de la materia viva se llaman biogenéticos, C, H, O, N,
P, S, Cl, Na, K, Mg, Fe, Si, Al, entre otros, forman moléculas inorgánicas y orgánicas que
constituyen la materia viva.
La química es el lenguaje de la naturaleza, nos interesa profundizar en los principios que
explican la formación de iones y moléculas, de manera que podamos comprenderlos,
relacionarlos y aplicarlos.
Como siempre abordamos con mucho interés los aprendizajes propuestos, entendiendo
que estamos construyendo las bases para aprendizajes futuros de mayor complejidad.
2.1.1 Electronegatividad
Hemos estudiado en el curso anterior la propiedad atómica electronegatividad. Acerca
de esta propiedad atómica es importante tener en cuenta lo siguiente:
•
•
•
Se define como la medida de la atracción que ejerce un átomo sobre los electrones
comprometidos en un enlace.
El científico Linus Pauling, estudió esta propiedad y definió una escala de
electronegatividad, en la cual el Flúor tiene la mayor electronegatividad con un valor
de 4.
Sabemos que conocer el valor de electronegatividad de dos átomos que se enlazan
nos ayuda a predecir si el enlace que forman es predominantemente iónico cuando
18
•
la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es mayor de 1,7, o por el
contrario, predominantemente covalente si la diferencia de electronegatividad es
menor de 1,7.
Analizamos la forma como varía la electronegatividad en el sistema periódico,
determinando que para los elementos que ocupan un mismo período la
electronegatividad aumenta de izquierda a derecha, siendo los más electronegativos
los elementos que están más a la derecha de la tabla periódica y que para los
elementos de un mismo grupo o familia, la electronegatividad aumenta de abajo
hacia arriba, siendo los más electronegativos los que se encuentran en la parte
superior del grupo.
Es importante tener en cuenta que en el proceso de elaboración de la fórmula de un
compuesto químico, los elementos menos electronegativos se colocan a la izquierda
de la fórmula, los de electronegatividad media en la parte intermedia y los más
electronegativos se colocan a la derecha.
2.1.2 Ley del octeto
Formulada por Lewis, plantea que todo átomo tiende a adquirir la estructura o
configuración electrónica del gas noble (ocho electrones en el nivel de energía más
externo) que le queda más cercano en el sistema periódico, ya sea ganando, perdiendo
o compartiendo sus electrones de valencia.
2.1.3 Valencia
Podemos definir valencia como la capacidad de combinación que posee un átomo o el
número de enlaces simples que está en capacidad de formar.
En el curso anterior analizamos que son los electrones de valencia que posee un átomo
en su nivel de energía más externo, los que determinan sus propiedades químicas y
su comportamiento en las reacciones, también analizamos que los elementos que
pertenecen a un mismo grupo o familia en el sistema periódico tienen el mismo número
de electrones de valencia y poseen propiedades químicas semejantes.
Comprendemos entonces que el número de enlaces simples que un átomo puede
formar depende del número de electrones de valencia que posea y que utilice en
determinado enlace, lo cual define su valencia.
De forma sencilla podemos elaborar para los elementos de los Gupos o Familias A, la
siguiente tabla de valencias:
19
GRUPO
VALENCIAS
IA
1
IIA
2
IIIA
1, 3
IVA
2, 4
VA
1, 3, 5
VIA
2, 4, 6
VIIA
1, 3, 5, 7
2.1.4 Número de Oxidación (Nox)
Se define como la carga aparente que presenta un átomo en una molécula, Moeller, en
1952, dice que si el número de oxidación es:
•
•
Positivo, significa el número de electrones que debe añadirse a un catión para
convertirlo en un átomo neutro.
Negativo, significa el número de electrones que debe eliminarse de un anión para
convertirlo en un átomo neutro.
Generalmente el Nox y la valencia tienen el mismo valor absoluto porque coinciden en
el número, la diferencia es que la valencia no tiene signo porque se refiere al número de
enlaces simples que el átomo forma, mientras que el Nox sí tiene signo + ó -, según sea
la carga aparente del átomo en la molécula.
El número de oxidación, lo abreviamos como Nox y es fundamental en la formulación
de compuestos químicos, existen reglas que debemos tener en cuenta para asignarlo,
analicemos la tabla 9.
Tabla 9. Reglas para asignar
Números de Oxidación.
20
2.1.5 Fórmulas químicas
Así como los elementos químicos se representan por símbolos, los compuestos químicos
se representan por fórmulas.
La fórmula química es una representación de la molécula o unidad estructural de un
compuesto, en la cual se indica la cantidad o proporción de cada átomo en la formación
del compuesto.
2.2 FORMACIÓN DE IONES
Vamos a analizar cómo se forman los iones y cómo se forma una molécula a partir de
los iones.
El Litio, tiene número atómico, Z, 3., por
consiguiente, según su configuración electrónica,
posee en su núcleo, tres protones y tres neutrones;
en la periferia del átomo, posee tres electrones,
2 ubicados en el orbital s del nivel 1 y posee 1
electrón de valencia en el nivel 2.
Recordemos que para denotar la configuración electrónica de un átomo, de forma
abreviada, se utiliza el símbolo del gas noble que antecede al elemento en el sistema
periódico más los subniveles que le hagan falta a nuestro elemento. En este caso sería
Helio más 2s1.
Analizamos la configuración electrónica del Litio, relacionándola con su ubicación en la
Tabla Periódica, podemos deducir que:
Su nivel de energía más externo es 2, por lo cual, está en el período 2.
Posee 1 electrón de valencia, por lo cual, pertenece al Grupo IA.
El subnivel de mayor energía del nivel más externo es s, por lo cual se ubica en la región s.
Puesto que está ubicado en la izquierda de la Tabla Periódica, deducimos que su
electronegatividad es baja y tiende a perder con facilidad su electrón de valencia,
adquiriendo la estructura del Helio, el gas noble más cercano en el sistema periódico.
21
El átomo de Litio queda con 3 protones (+) en el núcleo y 2 electrones (-) en la periferia,
lo cual, da un balance de carga: +3-2 = +1
El átomo de Litio perdió su electrón de valencia y se convirtió en el catión Li+1
Recordemos que un catión es un átomo o grupo de átomos que posee carga eléctrica
positiva, porque ha perdido electrones. El valor de la carga depende del número de
electrones perdidos.
Analicemos ahora el Flúor, su numero atómico es 9, tiene la configuración electrónica
siguiente:
22
Observamos que su número atómico Z es 9, posee en su núcleo, nueve protones y
nueve neutrones; en la periferia del átomo, posee nueve electrones, 2 ubicados en el
orbital s del nivel , 2 ubicados en el orbital s del subnivel s del segundo nivel de energía,
5 electrones ubicados en tres orbitales p en el segundo nivel de energía; notamos que
posee 7 electrones de valencia en el nivel 2.
El análisis de la configuración electrónica del Flúor, nos permite deducir que:
Su nivel de energía más externo es 2, por lo cual, está en el período 2.
Posee 7 electrones de valencia, por lo cual, pertenece al Grupo VIIA.
El subnivel de mayor energía del nivel más externo es p, por lo cual se ubica en la región p.
El flúor es el elemento químico más electronegativo de la Tabla Periódica, tiende a
atraer un electrón para completar su octeto en el último nivel de energía.
El átomo de Flúor gana un electrón y adquiere la estructura del gas noble Neón.
23
El átomo de Flúor queda con 9 protones (+) en el núcleo y 10 electrones (-) en la periferia,
lo cual, da un balance de carga: +9-10 = -1
El átomo de Flúor ganó un electrón y se convirtió en el anión F-1
Un anión es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga negativa, debido a que
ha ganado electrones. El valor de la carga depende del número de electrones ganados.
Los cationes y los aniones por tener cargas opuestas se atraen. El catión Li+1 y el anión
F-1 se atraen y sus cargas se neutralizan cuando forman la sal fluoruro de litio LiF.
En la fórmula que representa la molécula, el símbolo del elemento electropositivo se
coloca a la izquierda y el símbolo del elemento electronegativo a la derecha y se omiten
las cargas porque la molécula es neutra.
Los aniones y cationes son muy importantes para todos los seres vivos, son
proporcionados por las sales minerales disueltas en agua, éstas se disocian en los
procesos químicos y los iones resultantes son utilizados por el organismo para realizar
funciones que mantienen su equilibrio. La ausencia de iones causa desequilibrio
funcional, y produce enfermedades que de no ser atendidas pueden producir la muerte.
24
Analizamos como ejemplo de compuestos los óxidos, los cuales se forman cuando un
elemento se combina con el Oxígeno. En el ejemplo cada átomo de litio, posee un
electrón de valencia, que transfiere al oxígeno por ser menos electronegativo, al perder
un electrón, cada átomo de litio se convierte en un catión con carga +1, Li+1; el átomo de
oxígeno gana en total dos electrones, se convierte en un anión con carga -2, O-2.
Observamos que la valencia del elemento diferente al oxígeno es el subíndice que tiene
el oxígeno en cada molécula y a su vez el subíndice del metal es 2 porque el oxígeno
en la mayoría de compuestos trabaja con Nox -2. La suma algebraica de las Nox de la
molécula debe ser igual a cero, la molécula resultante es neutra.
Al representar la molécula obtenida mediante una fórmula molecular, se omiten los
valores y signos de las cargas, la fórmula del óxido de litio es Li2O, el oxígeno se ubica al
lado derecho y el elemento diferente al oxígeno a lado izquierdo.
Los óxidos se nombran usando prefijos que indican la cantidad de átomos de Oxígeno
y del otro elemento que lo acompaña en la molécula, por ejemplo:
Br2 O7 Heptóxido de dibromo, porque tiene siete átomos de oxígeno y dos de bromo
en su molécula.
Los prefijos que usamos para indicar la cantidad de átomos presentes son:
Mono = uno
Bi o di = dos
Tri = tres
Tetra = cuatro
Penta = cinco
Hexa = seis
Hepta = siete
De igual forma, a partir del nombre del compuesto podemos obtener su fórmula, por
ejemplo:
Pentóxido de dinitrógeno: el nombre nos indica que la molécula tiene 5 átomos de
oxígeno y dos átomos de nitrógeno. La carga o Nox del nitrógeno es el subíndice
del oxígeno con carga positiva, es decir, +5 y la carga del oxígeno es el subíndice del
nitrógeno, con carga negativa, es decir, -2. Al organizar la fórmula colocamos a la
izquierda el nitrógeno y a la derecha el oxígeno, con sus respectivas cargas. La suma
algebraica de las cargas debe dar cero.
Para el nitrógeno (+5) x 2 átomos = +10
25
Para el oxígeno (-2) x 5 átomos = -10
Molécula = +10 – 10 = 0
N2+5 O5-2
Ahora vamos a poner en práctica los aprendizajes sobre los iones y las moléculas,
desarrollando el ejercicio el juego de las moléculas.
EL JUEGO DE LAS MOLÉCULAS
Nos disponemos a aprender jugando, armando distintas moléculas de óxidos a partir de
sus correspondientes cationes y aniones.
En cada ejercicio te aparece el nombre de un óxido y varios cationes y aniones, debes
escoger el catión y anión correctos, armando la fórmula de cada compuesto, aplicando
lo aprendido.
Disponemos de los cationes y aniones siguientes:
N2+3
O7-2
P2+5
O3-2
Cl2+7
O2-2
C+4
O3-2
S+6
O5-2
Para cada óxido nombrado vamos obtener su fórmula correcta utilizando el catión y
anión correspondiente:
Nombre del compuesto
Fórmula
Trióxido de dinitrógeno
Pentóxido de fósforo
Heptóxido de dicloro
Bióxido de carbono
Trióxido de Azufre
26
ACTIVIDAD 3. Elementos comunes en diferentes seres
naturales
El Universo y la Tierra comparten elementos comunes:
En el proceso de evolución de la tierra primero se originaron los elementos organogénicos,
hidrógeno, carbono, nitrógeno, oxígeno, fósforo y azufre.
Luego ocurrió la evolución molecular a partir de la cual se originaron moléculas orgánicas
simples a partir de los elementos organogénicos, por ejemplo, agua, amoníaco,
formaldehído, metano, monóxido de carbono; luego moléculas orgánicas complejas
como aminoácidos y nucleótidos.
Más tarde se produjeron los procesos de interacción entre las proteínas y los ácidos
nucleicos dando lugar al primer complejo molecular capaz de reproducirse, el Ácido
Desoxirribonucleico, ADN.
Posteriormente ocurrió la evolución biológica, la cual comprende desde la formación de
los primeros seres vivos hasta las formas más complejas.
Este origen evolutivo común explica la semejanza en la composición química de los
seres vivos.
Es sorprendente que sólo 11 de los elementos de la tabla periódica forman la mayor
parte de la materia viviente, oxígeno, carbono, nitrógeno, hidrógeno, calcio, fósforo,
azufre, potasio, sodio, cloro y magnesio.
27
Sólo cuatro elementos, Oxígeno, Carbono, Nitrógeno e Hidrógeno, forman el 96% de
la materia viva.
Los otros siete elementos, calcio, fósforo, azufre, potasio, sodio, cloro y magnesio,
forman el 3,6 % restante de la composición de los seres vivos.
Los demás elementos como hierro, yodo, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno,
selenio, cromo, estaño, vanadio, flúor y silicio, solo están en trazas o pequeñísimas
cantidades, pero cumplen funciones importantes en cada organismo.
Ahora nos disponemos a dar curso libre a nuestra imaginación y a nuestra creatividad,
participando activamente en la “Lluvia de ideas” para dar solución a la pregunta ¿Qué
tenemos en común con las estrellas?
¿Qué tenemos en común con las estrellas?
Lluvia de ideas, tormenta de ideas, brainstorming, stormboard
Esta técnica de trabajo en grupo, se utiliza para potenciar la participación y la creatividad
de los participantes, obteniendo un gran número de ideas enfocadas hacia la solución
de la pregunta ¿Qué tenemos en común con las estrellas?, cuyo objetivo es darnos
cuenta de la semejanza en la composición química de los seres de la naturaleza y del
universo.
El docente es el conductor del ejercicio, en primer lugar, coloca la pregunta en la parte
central del tablero.
En segundo lugar, propone a los estudiantes un ambiente tranquilo para participar,
sin censurar, sin criticar, sin burla, acogiendo con respeto todas las ideas por locas que
éstas parezcan, tomando en cuenta todas las ideas, propiciando que todas las personas
piensen creativamente y se imaginen nuevas ideas.
En tercer lugar, invita a los estudiantes a estimular la imaginación y a emitir las ideas
libremente.
En cuarto lugar, a medida que los estudiantes van generando ideas y pensamientos, el
docente las va registrando en el tablero.
En quinto lugar, conjuntamente con los estudiantes, seleccionan las ideas más relevantes,
relacionadas con la pregunta planteada y con el objetivo de la lluvia de ideas.
En sexto lugar, de estas ideas que consideraron relevantes, seleccionan las ideas
principales, que mejor responden a la pregunta planteada.
En séptimo lugar, elaboran conclusiones.
28
Resumen
Analicemos el infograma con atención para realizar aprehensión de las ideas claves de
esta unidad de aprendizaje.
12
14
6C
239
6C
92
Isótopos
Z A
U
239
Pu
u
Masa
94
Isóbaro
Z A
Protones
Número
Atómico
d
Neutrones
Fuerza Nuclear
Fuerte
+2/3
antiene unidas
las part culas en el
Núcleo Atómico.
u +2/3
-1/3
Protón
Ley de Conservación
de la masa.
u
+2/3
d
d
Número de Protones en el Núcleo
Identifica los Átomos y Facilita
ordenar los elementos en la
Tabla Periódica
-1/3
-1/3
Neutrón
QUARKS
LEPTONES
C
-1
+1 No permite ue se arran uen
los protones del Núcleo.
u
C
u
+2/3
u
U
d d
P
d d
u
C
u
u
C
u
u
u
C
u
u
-1/3
d
C
u
En el infograma se representan los postulados que han permitido que se empiece a
comprender el mundo como un todo, con una visión holística y ecológica, entendiendo
las partículas subatómicas como interconexiones e interrelaciones.
La fuerza y la materia tienen un origen común en los patrones dinámicos llamados
partículas. Los patrones de energía forman las estructuras nucleares, atómicas y
moleculares que construyen la materia y nos dan el aspecto macroscópico que
observamos. Los átomos están constituidos de partículas pero las partículas no están
hechas de nada material.
Recordemos que los iones se forman cuando los átomos neutros pierden o ganan
electrones. Un catión es un átomo o grupo de átomos que posee carga eléctrica
positiva, porque ha perdido electrones. El valor de la carga depende del número de
electrones perdidos. Un anión es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga
negativa, debido a que ha ganado electrones. El valor de la carga depende del número
de electrones ganados.
29
Los cationes y los aniones por tener cargas
opuestas se atraen. El catión Li+1 y el anión
F-1 se atraen y sus cargas se neutralizan
cuando forman la sal fluoruro de litio LiF.
Analizamos como ejemplo de compuestos los óxidos, los cuales se forman cuando un
elemento se combina con el Oxígeno. La valencia del elemento diferente al oxígeno es
el subíndice que tiene el oxígeno en cada molécula y a su vez el subíndice del metal es 2
porque el oxígeno en la mayoría de compuestos trabaja con Nox -2. La suma algebraica
de las Nox de la molécula debe ser igual a cero, la molécula resultante es neutra.
Los aniones y cationes son muy importantes para todos los seres vivos, son utilizados
por el organismo para realizar funciones que mantienen su equilibrio. La ausencia de
iones causa desequilibrio funcional, y produce enfermedades que de no ser atendidas
pueden producir la muerte.
Los compuestos se representan por fórmulas químicas, las cuáles indican la clase y
la cantidad de átomos que forman una molécula de cada compuesto, al elaborar la
fórmula, el símbolo del elemento menos electronegativo se coloca a la izquierda y el
del más electronegativo a la derecha; la suma algebraica de las cargas de los iones debe
ser igual a cero, porque las moléculas son neutras.
Los átomos de los cuatro primeros períodos de la tabla periódica constituyen la mayor
parte de la materia conocida, se unen para formar la gran diversidad de moléculas que
se encuentran en la naturaleza, debemos entender que la química es el lenguaje de la
naturaleza y nos compete aprenderlo, comprenderlo y aplicarlo.
Tarea
Vamos a consultar qué elementos y qué compuestos podemos encontrar en la industria
y en el hogar, sus fórmulas químicas y sus usos.
Con esta información, elaboramos una cartelera y la sustentamos en la siguiente clase.
30
INDICE DE FIGURAS
Figura 1. El aire.
Pixabay. (s.f.). Pixabay. Recuperado el 14 de Mayo de 2015, de Pixabay: http://pixabay.
com/en/hot-air-balloons-hot-air-ballooning-439331/
Figura 2. Agua.
Pixabay. (s.f.). Pixabay. Recuperado el 14 de Mayo de 2015, de Pixabay: http://pixabay.
com/en/waterfall-water-level-movement-335985/
Figura 3. Bomba de hidrógeno.
Emol. (s.f.). Emol. Recuperado el 14 de Mayo de 2015, de Emol: http://www.emol.com/
especiales/segunda_guerra_mundial/crono_guerra_fria.htm
Figura 4. Formación del enlace covalente en la molécula de hidrógeno.
Silberberg, M. (2002). Química General. México: McGraw Hill.
Figura 5. El àtomo.
Silberberg, M. (2002). Química General. México: McGraw Hill.
Figura 6. Tabla periódica moderna,
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Figura 7. Aristóteles.
WhenInTime. (s.f.). WhenInTime. Recuperado el 14 de Mayo de 2015, de WhenInTime:
http://whenintime.com/EventDetails.aspx?e=2f289320-b20e-4ca1-b4b6c3d2c0e6f9e0&t=/tl/federicort95/timeline/
Figura 8. Lavoisier y su esposa María Paulze.
Spanish Arts. (s.f.). Spanish Arts. Recuperado el 15 de Mayo de 2015, de Spanish Arts:
http://www.spanisharts.com/history/del_neoclasic_romant/imagenes/david/
lavoisier.html
Figura 9. Jhon Dalton.
History. (s.f.). History. Obtenido de History: http://mx.tuhistory.com/hoy-en-lahistoria/nacio-john-dalton
31
Figura 10. Michael Faraday.
Rivero, F. (19 de 11 de 2007). Revista Digital de Ciencias. Obtenido de Revista Digital de
Ciencias: http://www.clubcientificobezmiliana.org/revista/index.php?option=com_
content&task=view&id=51&Itemid=17
Figura 11. William Crookes.
Wikipedia. (15 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/William_Crookes
Figura 12. Roentgen.
Wikipedia. (27 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/Wilhelm_R%C3%B6ntgen
Figura 13. Tubo de rayos X.
De la Llata Loyola, M. D. (2001). Química inorgánica. Editorial Progreso.
Figura 14. Becquerel.
Revista Vivat Academia. (10 de 04 de 2008). Revista Vivat Academia. Obtenido
de Revista Vivat Academia: http://www3.uah.es/vivatacademia/anteriores/n92/
docencia.htm
Figura 15. Marie Curie.
Alianza Francesa. (20 de 11 de 2013). Alianza Francesa. Obtenido de Alianza Francesa:
https://alianzafrancesadepiura.files.wordpress.com/2013/11/marie-curie-au-deladu-mythe-poster.jpg
Figura 16. Ernest Rutherford.
Wikipedia. (22 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/Ernest_Rutherford
Figura 17. J.J. Thomson.
Wikipedia. (10 de 04 de 2013). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://an.wikipedia.
org/wiki/Joseph_John_Thomson
Figura 18. Experimento de Thomson,
ESCEPTICISMO, C. (2005). El modelo atómico nuclear. Unimed Consulting, 74-92.
Figura 19. Robert Millikan.
Wikipedia. (24 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
32
org/wiki/Robert_Andrews_Millikan
Figura 20. Experimento de Millikan.
De la Llata Loyola, M. D. (2001). Química inorgánica. Editorial Progreso.
Figura 21. Modelo atómico de Thomson.
De la Llata Loyola, M. D. (2001). Química inorgánica. Editorial Progreso.
Figura 22. Rayos canales.
De la Llata Loyola, M. D. (2001). Química inorgánica. Editorial Progreso.
Figura 23. Experimento de Rutherford
ESCEPTICISMO, C. (2005). El modelo atómico nuclear. Unimed Consulting, 74-92.
Figura 24. James Chadwick.
Wikipedia. (22 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/James_Chadwick
Figura 25. Niels Böhr.
Wikipedia. (22 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/Niels_Bohr
Figura 26. Erwin Schrödinger.
Wikipedia. (22 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/Erwin_Schrodinger
Figura 27. Sincrotrón.
Wikipedia. (22 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/sincrotron
Figura 28. Partículas elementales.
ESCEPTICISMO, C. (2005). El modelo atómico nuclear. Unimed Consulting, 74-92.
Figura 29. Naturaleza de la materia.
Casaus, J. R. (2005). Cromodinámica Cuántica: el color de los quarks. Fotón, 1, 137.
Figura 30. Protón.
Wikipedia. (22 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
33
org/wiki/protón
Figura 31. Neutrón.
Wikipedia. (22 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/neutrón
Figura 32. Bosón de Higgs.
Wikipedia. (16 de 08 de 2011). Wikipedia. Obtenido de wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/Bos%C3%B3n_de_Higgs#/media/File:CMS_Higgs-event.jpg
Figura 33. Fotón.
Wikipedia. (22 de 03 de 2015). Wikipedia. Obtenido de Wikipedia: http://es.wikipedia.
org/wiki/fotón
Figura 34. Átomo neutro.
Educar Chile. (2013). Educar Chile. Obtenido de Educar Chile: http://www.educarchile.
cl/ech/pro/app/detalle?ID=133074
INDICE DE TABLAS
Tabla 1. Evolución de la Teoría atómica.
Creación propia.
Tabla 2. Composición del aire.
Creación propia.
Tabla 3. Propiedades del hidrógeno.
Creación propia.
Tabla 4. Propiedades de las partículas subatómicas.
Adaptada de Silberberg, M. (2002). Química General. México: McGraw Hill.
Tabla 5. Población electrónica máxima por nivel de energía.
Creación propia.
Tabla 6. Relación entre los números cuánticos principal (n) y azimutal (l).
Creación propia.
34
Tabla 7. Relación entre los números cuánticos principal (n), azimutal (l) y magnético (m)
Creación propia.
Tabla 8. Orden de llenado de los subniveles de energía
Creación propia.
Tabla 9. Reglas para asignar Números de Oxidación.
Ostermann, F. &. ( (2000)). Física contemporánea en la escuela secundaria. In
Enseñanza de las Ciencias (Vol. 18, 391-404.
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