Estructura atómica; tabla periódica




descargar 0.65 Mb.
títuloEstructura atómica; tabla periódica
página1/10
fecha de publicación06.12.2015
tamaño0.65 Mb.
tipoDocumentos
med.se-todo.com > Química > Documentos
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10


Universidad de Oriente

Núcleo Bolívar

Departamento de Ciencias

Unidad de Cursos Básicos

Cátedra: Química I (010-1824)



ESTRUCTURA ATÓMICA; TABLA PERIÓDICA

Y

ENLACE QUÍMICO


Elaborado por:

Lcda. Dailyn Guzmán

Lcda. Eliana Guillén

Lcda. Zulangel Flores

La Química y tú
La química, como tal, es una ciencia relativamente reciente. En épocas muy antiguas se desarrollaban ciertos procesos químicos sin tener plena conciencia de lo que se hacía.

Para citar solo algunos casos, podemos hablar del fuego, que fue utilizado por primera vez por el hombre prehistórico para cocinar sus alimentos y para desinfectar heridas. Aunque seguramente el hombre prehistórico no tenía idea de los procesos químicos envueltos en esas actividades, sí pudo apreciar sus efectos. En un principio, fue necesario utilizar armas para cazar sus alimentos.


Pero, las armas estaban elaboradas con materiales, tal como el hierro, que son poco resistentes a ciertas reacciones químicas (como la oxidación), por lo que se dañaban con mucha rapidez. La química logró mejorar enormemente este material gracias a otro proceso químico en el cual se utilizó una mezcla que incluían al hierro y al carbón para conformar una aleación mucho más resistente: el acero.


Más adelante, se aprovecharon los procesos y las reacciones químicas para producir materiales como vidrio, jabón, medicamentos, perfumes, cosméticos tintes, vinos, y muchos otros. La elaboración de cada uno de estos materiales siempre traía implícita la ejecución de algún proceso de naturaleza química.

1.- ESTRUCTURA ATÓMICA



    1. Estructura del átomo

    2. Modelos atómicos

    3. Modelo atómico actual

    4. Números cuánticos

    5. Configuración electrónica


Sección 1.1 Estructura del átomo
En química y física, átomo (del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo ya fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.
Partículas sub atómicas
A. Becquerel descubrió la radioactividad natural, lo que le llevó a deducir la existencia de tres clases de partículas: los rayos alfa (carga positiva), los rayos beta (carga negativa), y los rayos gamma (carga neutra). Esto sugería que los átomos no debían de ser partículas indivisibles: descubrimiento de las partículas subatómicas.
El electrón: Se comenzó a estudiar la conductividad de gases a baja presión en un tubo de descarga. Esto reveló una luminiscencia en la pared opuesta al cátodo, luminiscencia que era creada por un chorro de partículas con carga negativa que parecía provenir del cátodo: descubrimiento de los rayos catódicos.

Los rayos catódicos son partículas/radiaciones que se alejan del cátodo en línea recta, y proyectan la sombra del ánodo en el otro extremo. Tienen carga negativa y un contenido energético grande.

Los rayos catódicos obtenidos con gases diferentes son iguales entre sí, y en todos los casos tienen una relación carga/masa idéntica. Thomson le dió valor a esa relación.
Q/m = -1,76x1011 CKg-1
En 1911, A. Millikan determinó la carga de las partículas que constituían los rayos catódicos (experimento de la gota de aceite). La carga obtenida en todas las gotas de aceite era siempre múltiplo de un valor predeterminado, 1,6x10-19C, al que denominó "e".

De esta manera dedujeron que la materia estaba formada por unas partículas elementales llamadas electrones, de carga negativa (-) y masa despreciable.

Los electrones son partículas de carga negativa y muy poca masa ubicadas en una “nube” alrededor del núcleo del átomo.  Los electrones son las partículas involucradas en los enlaces y las reacciones químicas.  Un átomo neutro (sin carga eléctrica) tiene el mismo número de electrones que protones.  Sin embargo, cuando un átomo pierde electrones, adquiere una carga positiva  (tendrá más protones que electrones).  En cambio, si un átomo gana electrones, su carga es  negativa, pues tendrá más electrones que protones.
El protón: E. Goldstein estudió también el fenómeno que se produce en el tubo de descarga. Empleando un cátodo perforado, observó una radiación de partículas con carga positiva que parecía provenir de los canales abiertos en el cátodo: descubrimiento de los rayos canales.

Los rayos canales están formados por partículas con carga positiva, y la relación carga/masa es diferente según cual sea el gas empleado en el tubo. La carga de estas partículas es igual a la del electrón, pero de signo contrario. Esto llevó al descubrimiento de la segunda partícula subatómica: el protón, de carga positiva y masa superior a la del electrón (m=1).

En 1919, Rutherford y Chadwick detectaron por primera vez el protón al bombardear ciertos átomos con partículas x.

Los protones son las partículas que confieren la identidad a un elemento, y se denota con la letra p+. Todos los átomos de un mismo elemento poseen el mismo número de protones. Estas partículas poseen carga positiva y están ubicadas en el núcleo de un átomo. Los protones contribuyen a la masa atómica, junto con los neutrones. Al número de protones se le denomina número atómico y se representa con la letra Z. Como se mencionó anteriormente, en un átomo neutro, el número atómico o número de protones es igual al número de electrones en el átomo.
Número atómico (Z) = número de protones

(El número de protones es igual al número de electrones en un átomo neutro).
El neutrón. En 1930, Brothe y Becker observaron una nueva radiación muy penetrante al someter una muestra de berilio a la acción de las partículas x. Entonces, Chadwick determinó que se trataba de unas partículas neutras y con masa próxima a la del protón: descubrimiento del neutrón.

Los neutrones ocupan el núcleo del átomo, junto con los protones, contribuyendo a la masa del átomo.

La masa de un átomo determinado depende del número de protones y de neutrones que se encuentren en su núcleo. A la suma de estos, protones y neutrones, se le denomina número másico y se representa con la letra A.
A = Z + N
Es posible que átomos de un mismo elemento difieran en número de neutrones en su núcleo; es decir, que tengan diferentes números másicos. A estos núclidos se les denomina isótopos. Todos los isótopos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas, puesto que poseen el mismo número de protones (número atómico) y electrones en sus átomos. La única diferencia entre isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo de sus átomos, y por lo tanto, su número másico varía.
Ejemplo 1 (ÁTOMO NEUTRO): Determine el número neutrones y el número de electrones para el elemento cuyo Z=6 y A=12
Carbono (C); Z=6 y A=12. Aplicando la relación: A = Z+N
Despejando N de la ecuación anterior: N = A-Z y sustituyendo los valores se tiene que:




N = 12 – 6 = 6 neutrones
¿Cómo determinar el número de electrones presentes en el átomo de carbono?

Recordemos que el átomo es neutro, lo que significa que debe poseer igual número de cargas positivas y negativas. Partiendo de este hecho podemos decir que:




número de electrones (e-) = número de protones (Z) = 6 electrones
Ejemplo 2 (IONES): Determine el número neutrones y el número de electrones para los iones Na+ y Cl-.
Para el primer caso Na+, éste es un átomo con carga positiva (catión), ésta carga positiva se debe a que el elemento ha perdido un electrón de su última capa. Su número atómico (Z) es 11 y su número másico (A) es 23.

Sustituyendo en la ecuación despejada del ejercicio anterior se tiene:

N = 23 – 11 = 12 neutrones

¿Cómo determinar el número de electrones presentes en el catión?

Como se dijo anteriormente, el átomo ha perdido un electrón, por lo que:




número de electrones (e-) = Z – 1 = 10 electrones
Para el caso del Cl-, éste es un átomo con carga negativa (anión), ésta carga negativa se debe a que el elemento ha ganado un electrón para su última capa. Su número atómico (Z) es 17 y su número másico (A) es 35. Entonces:

N = 35 – 17 = 18 neutrones
¿Cómo determinar el número de electrones presentes en anión?

Debido a que el átomo ha ganado un electrón, podemos decir que:




número de electrones (e-) = Z + 1 = 18 electrones
Ejemplo 3 (ISÓTOPO): Determine el número neutrones y el número de electrones para el isótopo del carbono -13.
Si recordamos el ejercicio 1 la masa atómica (A) del carbono es 12, sin embargo la masa atómica para este isótopo del mismo elemento es 13. Esta diferencia se debe al número de neutrones presentes el núcleo de cada átomo, por lo que su número másico varía.
Z=6 y A=13, entonces el número de neutrones viene dado por:




N = 13 – 6 = 7 neutrones
¿Cómo determinar el número de electrones presentes en el átomo de carbono?

Los isótopos son eléctricamente neutros. Partiendo de este hecho podemos decir que:




número de electrones (e-)-= Z = 6

Sección 1.2 Modelos atómicos
Evolución de los modelos atómicos
El siglo XIX fue fecundo en logros experimentales: se descubre que algunas reacciones químicas generan energía eléctrica; se utiliza la corriente eléctrica para producir fenómenos químicos (electrólisis); se realizan descargas eléctricas en gases enrarecidos que conducen al descubrimiento del electrón y el protón; finalmente se estudia el fenómeno de la radioactividad natural. Todas estas conquistas contribuyeron en forma notable a un mejor conocimiento de la estructura de la materia y no dejan lugar a dudas sobre la naturaleza eléctrica. Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia, el estudio físico plantea la necesidad de interpretar un modelo atómico básico y elemental donde confluyan partículas con carga y una interpretación lógica para las emisiones anteriormente descubiertas.
John Dalton creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo).


Leyes ponderales de las reacciones químicas:
Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton: Cuando dos elementos se combinan entre sí, para dar dos o más compuestos, para una cantidad fija de uno de ellos, las cantidades que se combinan del otro mantienen una relación de números sencillos. Es decir, que teniendo dos o más compuestos diferentes, formados por los mismos elementos, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar esos compuestos están en una relación de números enteros sencillos.
Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier: En una reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.
Ley de las proporciones definidas o ley de Proust: Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una proporción en masa fija.
La teoría atómica de Dalton se puede resumir en:


  1. Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas, indivisibles e indestructibles llamadas átomos.

  2. Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades. Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

  3. Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencillos, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas). Esta llamada ley de las proporciones definidas. Al suponer que la relación numérica entre los átomos era la más sencilla posible, Dalton asignó al agua la formula HO, al amoníaco la formula NH, etc.

  4. Si dos elementos forman más de un solo compuesto, los pesos de un elemento que se combina con un peso fijo de otro de hallan en una proporción de números enteros pequeños. Esta llamada ley de las proporciones múltiples.

Errores del modelo:


  • El primer postulado ya no se ajusta a la realidad por el descubrimiento de las partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón.

  • El segundo postulado ya no se cumple con el descubrimiento de los isótopos.

  • El tercer postulado falla en el echo de que la molécula de agua, se sabe esta constituida por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, y para el caso del amoníaco la fórmula química es NH3.


Joseph John Thomson idea un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero carente de sustento físico. El modelo denominado “pudín de pasas”, plantea un todo, donde los electrones se encuentran en un ambiente cargado positivamente en un mismo espacio otorgándole la neutralidad eléctrica obviamente asumida, sin embargo, al poco tiempo, sus ideas no lograron convencer a la comunidad científica y el modelo no tuvo consistencia.
Ernest Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de bombardeo de láminas delgadas de metales, estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear. El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza. El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva). La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
Errores en el modelo Planetario:
Este modelo no explicaba el origen de los espectros lineales, porque de acuerdo a las leyes de la física clásica, un electrón en órbitas se debe acelerar, y por consiguiente irradiar energía. Al hacerlo, el electrón perderá energía constantemente, y también en forma constante disminuirá su radio orbital, de modo que emitirá una radiación continua y eventualmente entrará en espiral en el núcleo. Esto contradice el hecho de que los átomos son estables y los electrones que lo constituyen no entran en el núcleo y además producen espectros lineales y no espectros continuos.

Ante esta situación, el modelo no era el adecuado para avanzar más en el conocimiento del átomo, por lo tanto se tuvieron que buscar nuevas evidencias.
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

similar:

Estructura atómica; tabla periódica iconQuímica: Estructura atómica Organización de la tabla periódica moderna...

Estructura atómica; tabla periódica iconQuimica guía No 2 tema: estructura atomica tabla periodica

Estructura atómica; tabla periódica iconTema problemas de estructura atómica y tabla periódica propuestos...

Estructura atómica; tabla periódica iconLa actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada...

Estructura atómica; tabla periódica iconEstructura atómica y clasificación periódica de los elementos

Estructura atómica; tabla periódica iconEjercicios sobre estructura atómica y tala periódica

Estructura atómica; tabla periódica iconEstructura atómica y clasificación periódica de los elementos

Estructura atómica; tabla periódica iconTabla periodica clasificación de los elementos (Tabla Periódica) Antecedentes

Estructura atómica; tabla periódica iconAunque Dimitri Mendeleiev es considerado el "padre" de la tabla periódica,...

Estructura atómica; tabla periódica iconLa piedra fundamental de la química moderna es la tabla periódica...


Medicina



Todos los derechos reservados. Copyright © 2015
contactos
med.se-todo.com