Química 6º Año Instituto Jesús María




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títuloQuímica 6º Año Instituto Jesús María
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Química 6º Año Instituto Jesús María

Prof. José Luis Rangone

MODELOS ATÓMICOS
Naturaleza Eléctrica de la Materia




En la teoría atómica y molecular de Dalton sobre la estructura de la materia, se suponían los átomos indivisibles. Sin embargo, experimentos y observaciones demostraban o sugerían todo lo contrario. Entre estos hechos experimentales y observaciones podemos citar: a la electrólisis, la radiactividad, la capacidad de los átomos para unirse con otros llamada valencia, y los espectros discontinuos de sustancias elementales en fase gaseosa, que le son propios a cada elemento químico, hechos estos que demostraban que la materia tenía naturaleza eléctrica y los átomos una estructura interna.
Comportamiento Eléctrico de la Materia
Electrólisis
En 1807, Humphey Davy pudo aislar el metal potasio (K) del hidróxido de potasio, por medio de la circulación de una corriente eléctrica a través del hidróxido fundido, posteriormente con una experiencia similar aisló el sodio (Na) de la soda cáustica.

En estas experiencias los elementos de un compuesto químico se podían separar por medio de la electricidad, lo que indicaban que estaban unidos por fuerzas eléctricas.

Faraday llamó electrólisis a estas reacciones, electrólitos a las disoluciones las cuales se podían separar, electrodos a las placas metálicas que se introducen en la cuba electrolítica, ánodo al electrodo positivo y cátodo al electrodo negativo. Aseguró también que la corriente eléctrica es transportada a través del material fundido o de la disolución por entidades a las que llamó iones. Aquellos iones que se dirigían al ánodo se los llamó aniones, y los que se transportaban al cátodo cationes.



Radiactividad
Fue descubierta accidentalmente por Becquerel. Comprobó que una sal de uranio (U) fosforescente era capaz de velar una placa fotográfica virgen, incluso si estaba cubierta por un papel negro para impedir que llegase a ella la fosforescencia.
La radiactividad consiste en la transformación espontánea de átomos de un elemento químico en los átomos de otro elemento químico, la cual viene acompañada por la emisión de partículas;  (alfa);  (beta) y radiaciones  (gama).
Características de las emisiones:





partículas  (alfa)

Partículas  (beta)

radiaciones  (gama)



Naturaleza

Partículas positivas (+) , proveniente de los núcleos de los átomos.

Relativamente poco penetrantes.


Partículas negativas (-), de masa unas 7000 veces mas pequeñas que las alfa. Por lo cual poseen mayor poder penetrante.

Ondas electromagnéticas. Totalmente penetrantes, solo capas considerables de plomo las pueden frenar.




La conclusión de este descubrimientos: es que si las partículas eléctricas salían del interior de la materia , es que estas debían estar dentro de la misma.
Valencia (Nº de oxidación)
Sabemos que las moléculas en general, están compuestas por átomos, ya sea iguales o no, y estos están unidos en distintas relaciones. Por ejemplos, dos átomos de hidrógeno con un átomo de oxígeno, forman la molécula de agua (H2O); o dos átomos de nitrógeno, forman la molécula del gas nitrógeno (N2).

¿Por qué se unen los átomos?, era la pregunta. Primero se pensó que los átomos tenían unos “ganchos”, lo cual fue desechado muy pronto. Hacia el año 1850 se llegó al concepto de valencia que, inicialmente, se identificó con el número de átomos de hidrógeno con el que se combinan los elementos para formar moléculas, y posteriormente se generalizó como la capacidad de combinación que tiene un átomo para formar compuestos con otros.

Este concepto refuerza la idea de que los átomos tienen estructura y que se unen entre sí por medio de alguna fuerza.
El Electrón
G.J. Stoney estudió cuidadosamente los trabajos de Faraday, y pensó que los átomos estaban asociados con unidades eléctricas, a las que en 1874 propuso llamar electrones.

Recién al año siguiente, Crookes realizo experiencias en un tubo de vacío que contenía una pequeñísima cantidad de gas hidrógeno. Al retirar el ánodo y dejar que el haz de partículas provenientes del cátodo choque con el cristal del tubo se consigue que este brille con una luz verdosa.

Esta fluorescencia se interpretó diciendo que era fruto de los rayos que salían del cátodo (Rayos Catódicos). Luego en 1897 J.J.Thomson demostró que los rayos catódicos son en realidad corrientes de partículas con carga negativa muy ligeras; son los electrones.



En 1913, R. Milikan hizo la primera determinación precisa de la carga de un electrón. Actualmente se sabe que la carga y la masa de un electrón es:

qe = e- = -1,60218 10-19 C. me = 9,10939  10-31 Kg.

Modelo Atómico de Thomson
En 1904 J.J. Thomson propuso que los átomos eran esferas uniformes de materia cargada positivamente, en las que se encuentran inmersos los electrones.

Esta teoría o modelo se la conoció como el “átomo budín o sandía” por la semejanza de los electrones con las pasas en el primer caso o con las semillas en el segundo.

Con este modelo se explicaba:


  1. Porque los átomos son eléctricamente neutros. Lo cual no significa que no tenga cargas eléctricas, sino que estas están equilibradas, es decir la misma cantidad de cargas positiva que negativa.

  2. Que la masa de un átomo es mucho mayor que la masa de sus electrones.

  3. Por qué se podían extraer electrones de cualquier átomo y no cargas positivas.



Experiencia y Modelo Atómico de Rutherford
En 1911 un equipo dirigido por E. Rutherfod (1871-1937) realizo una serie de experiencias para investigar el interior del átomo-sandia de Thomson. Para ello disponían de los proyectiles que el descubrimiento de la radiactividad les había proporcionado.

Dirigieron un finísimo haz de partículas alfa sobre una muy delgada lámina de oro, de unos 4000 Ä de espesor. Detrás de la lámina colocaron una pantalla, en la cual se producían luminiscencias cuando una partícula alfa llegaba a ella.

Se esperaba que las partículas alfa atravesarían la lámina de oro, sufriendo a lo más una pequeña desviación. Este razonamiento se debía al modelo propuesto por Thomson, ya que se suponía que el átomo tenia a la carga positiva desparramada por todo su volumen, sólo debería ejercer pequeñas fuerzas eléctricas sobre las partículas alfa.

Lo que se vio fue que, aunque la mayoría de las partículas pasaban prácticamente sin desviación. algunas eran desviadas en muchos grados y otras incluso rechazadas.

La única explicación posible era que la carga positiva y prácticamente toda la masa del átomo estuviesen concentradas en una región muy pequeña, casi puntual, en el centro del átomo. Sobre esta hipótesis se elaboró una teoría que, basa en las leyes de la física clásica, daba cuenta de la dispersión observada.

Este experimento como otros similares, revelaron la existencia de un núcleo atómico, de una cien mil veces mas pequeño que el radio del átomo, y sede central de la carga positiva y de casi toda la masa del átomo.

Surgió de esta forma un nuevo modelo atómico, con un núcleo central y electrones girando alrededor suyo, como los planetas giran en torno al sol (modelo planetario del átomo).
El Protón



Luego de varios experimentos Rutherford anuncia, en 1919, que en el núcleo hay partículas de carga positiva e igual valor absoluto a la carga del electrón y masa unas dos mil veces mayor que la de éste. Rutherfod llamó a estas partículas protones. (primeras, en griego)
Ya Goldstein, en 1866, había observado que si en tubo de rayos anódicos, que contiene hidrógeno, se coloca un cátodo perforado con pequeños orificios, aparece en su parte posterior una fluorescencia. Esta fluorescencia se interpretó por unos rayos procedentes del ánodo, llamados anódicos, positivos o canales.

Estas partículas de Goldstein fueron identificadas con los protones de Rutherford, y éstos a si vez con núcleos de hidrógeno.
Neutrones
En 1932, J. Chadwick descubrió una tercera partícula fundamental, el neutrón, al interpretar unos experimentos de bombardeo de berilio con partículas alfa muy energéticas.

El neutrón tiene carga eléctrica total, es nula y una masa ligeramente superior a la del protón. Con su descubrimiento quedó completa la descripción del núcleo atómico.
Los átomos constan de núcleos pequeños y densos, compuestos

a su vez por protones y neutrones, rodeados por una nube

de electrones a distancias relativamente grandes de los núcleos.”
Número Atómico y Número Másico
Denominamos Número Atómico Z, al número de protones del núcleo; para átomos neutros coincide con la cantidad de electrones que lo rodea.
El Número Másico A es la suma del número Z y del número N de neutrones del núcleo, es decir que A es el total de partículas (protones + neutrones) que tiene un núcleo.
A = Z + N
Ejemplo: El átomo de Cloro (Cl) tiene un Z = 17 y A = 35; se escribe , por lo tanto podemos afirmar que el átomo de cloro está formado por:
Número de Protones = Z = 17

Número de Electrones = P = 17

Número de Neutrones = A-Z = 35-17 = 18
Un elemento químico está formado por átomos que poseen el mismo número atómico Z”
Cuando los átomos no son neutros, esto quiere decir que han ganado o perdido electrones, por lo tanto dependerá de cuantos electrones hayan ganado o perdido la carga que tendrán, Así el átomo de cloro puede ganar un electrón y transformarse en el anión cloro Cl-1, distinto del Calcio, que puede perder dos electrones y transformarse en el catión calcio Ca+2 ; en el primer caso el anión cloro tendera un electrón mas que el número de protones (18 e-) y para el catión calcio tendrá dos electrones menos que el número de protones (18 e-).

Isótopos
Los átomos de un mismo elemento químico no necesariamente son todos iguales, llamamos isótopos a los distintos tipos de átomos de un elemento químico que sólo se diferencian por su número másico A. Pero tienen el mismo número atómico Z.

En otras palabras isótopos son átomos con el mismo número atómico Z pero diferente número másico A, por esta razón en lo que se distinguen un isótopo de otro es en el número de protones N.

Los primeros isótopos descubiertos fueron los del hidrógeno, a causa que se pensaba que eran elementos químicos diferentes se los denominaron con nombres característicos;

Hidrógeno ; Deuterio ; Tritio

Pero en general se los denomina con el mismo nombre y su número atómico correspondiente, así por ejemplo los cuatro isótopos del uranio (U) se los denomina:


Nombre

Símbolo

Nº de Protones

Nº de Electrones

Nº de Neutrones

Uranio 234



92

92

142

Uranio 235



92

92

143

Uranio 238



92

92

146

Uranio 239



92

92

147


Entonces los elementos químicos en su mayoría son mezclas de isótopos en destinas proporciones, por ejemplo:

Existen dos isótopos del cloro (Cl) el cloro 35 con una abundancia del 75,77 % y el cloro 37 con un 24,23 %. Ahora bien, la Masa atómica del cloro se la determina calculando la media ponderada de los números másicos de sus isótopos:
Masa Atómica del Cl = 35  0,7577 + 37  0,2423 = 35,4846 u.


Modelo Atómico de Bohr (Teoría Cuántica)
Desafortunadamente las leyes de física que Rutherford aplicó para elaborar su modelo se encargaron de ofrecer un par de dificultades enormes en cuanto a la validez de ese modelo.

En el modelo de Rutherford, los electrones giran alrededor del núcleo. Por lo tanto nos encontramos frente a cargas eléctricas aceleradas. Y de acuerdo con la teoría electromagnética una carga eléctrica acelerada emite energía, por lo tanto el electrón estaría perdiendo energía continuamente lo que haría que este girara en forma de un espiral precipitándose hacia el núcleo. Por otra parte la emisión de energía, como dijimos sería continua, y esto se contradice con experiencias que mostraban a los átomos emitiendo espectros discontinuos.

Se necesitaba nuevamente modificar el modelo atómico. A ello, un joven físico dinamarqués, Niels Bohr (1985 - 1962) se abocó a esta difícil tarea.

Las modificaciones que introdujo Bohr tocan profundamente las bases de la física que se conocían hacia 1900.

Bohr conocía las ideas de Plank y Einstein sobre la cuantificación de la energía, y se propuso aplicarlas en el pequeñísimo mundo de los átomos y propuso los siguientes postulados.


  1. El átomo está constituido por un núcleo central con carga positiva, a cuyo alrededor giran electrones en cantidad suficiente como para equilibrar la carga del núcleo.

  2. Los electrones se mueven con movimiento circular uniforme pero sólo en determinadas órbitas, llamadas “órbitas permitidas”

  3. Cuando un electrón se mueve sobre alguna de sus órbitas no irradia energía.

  4. Un electrón puede pasar de una órbita permitida a otra más cercana al núcleo. En ese proceso pierde una cierta cantidad de energía cuantificable.


Como vemos los dos primeros postulados surgen del modelo de Rutherford, aunque en el segundo postulado Bohr introduce el concepto de que las órbitas son bien determinadas o cuantificables. El tercer postulado, contrario a las leyes de electromagnetismo, resolvía el problema de la caída del electrón hacia el núcleo. Y con el cuarto se trataba de explicar las series espectrales discontinuas que emiten los elementos químicos.

Cuando Bohr se refiere a “órbitas permitidas” esto es, bien definidas y cuantificables, que se identifican por los llamados números cuánticos principales: 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7.

Y la cantidad de electrones que se podían alojar en cada órbita estaba dado por la expresión: 2n2 siendo “n” el número de órbita correspondiente. Por lo tanto:


Nº de Órbita “n”

Expresión

Número de electrones

1

2.(1)2 =

2

2

2.(2)2 =

8

3

2.(3)3 =

18

4







5









Así el átomo de carbono podría representarse de la siguiente manera según Bohr.




Ejercicios y Problemas


  1. Indique la estructura nuclear y extranuclear para los siguientes átomos e iones. Es decir número de protones, neutrones y electrones.


Rb ( Z = 37 / A = 85 ) Cl- (Z = 17 / A = 35 )

Ca+2 ( Z =20 / A = 40 ) Mn ( Z = 25 / A = 55 )

As-3 ( Z = 33 / A = 75 ) Au+3 ( Z = 79 / A = 197 )

Te ( Z = 52 / A = 127 ) S-2 ( Z = 16 / A = 32 )

K+ ( Z = 19 / A = 39 ) I (Z =53 / A =127 )


  1. Para las siguientes afirmaciones indique verdadero o falso .Justifique sus respuestas.


a)"La materia está formada por  átomos, que son partículas divisibles".

b)"El número atómico ( Z ) es la suma de protones y neutrones".

c)"La zona nuclear ocupa un pequeño volumen sin masa".

d)"El número másico ( A ) indica la cantidad de partículas que hay en el núcleo".

e)"Para un átomo la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones".

f)"El número másico es suficiente para conocer la estructura del núcleo".


  1. Completar el siguiente cuadro:




Elemento

Nº másico A

Nº atómico Z

Nº de Protones (+)

Nº de electrones (-)

Nº de Neutrones

Ca (calcio)

40







20




Mn (manganeso)







25




30

Fe (hierro)










26

30

H (hidrógeno)

1




1







Ag (plata)




47







60

Ar (argón)

40

18










Cu (cobre)










29

34

Na (Sodio)










11

11




  1. Los isótopos más abundantes del potasio son: con 93,1 %; con 0,0118 % y con 6,88 %.

g)Calcular la masa aproximada del potasio.

h)¿En qué se diferencian cada uno de los isótopos?


  1. Calcule las masas atómicas promedios de los elementos que se indican, según la abundancia natural de sus isótopos.


a) 6Li 7,50% ; 7Li 92,5% .

b) 28Si 92,2% ; 29Si 4,7% ; 30Si 3,1% .

c) 32S 95% ; 33S 0,75% ; 34S 4,20% ; 36S 0,05%.
Rta : a) 6,93 ; b) 28,1 ; c) 32,09


  1. El cobre (Cu) está  formado por 2 isótopos: 63Cu y 65Cu.

¿Cuál es el porcentaje de c/u , si su masa atómica promedio es 63,54 ?
Rta : 63Cu 73% ; 65Cu 27%.


  1. El elemento 27Co se halla en la naturaleza en forma de dos isótopos. Uno de ellos de número másico 58, tiene un porcentaje de abundancia del 54%. El otro posee número másico 60.

Calcule la masa atómica promedio del elemento Co.

Rta: 58,93.


  1. Sabiendo que la masa atómica promedio del Mg es 24,33 y si se conocen los siguientes isótopos

26Mg 11,29% ; 24Mg 78,60% ; AMg 10,11%

( Dato: Mg Z = 12 )
Indique el valor de A en el tercer isótopo.


  1. Determinar la cantidad de Protones, Neutrones y Electrones que poseen los siguientes átomos. (Litio) ; (Sodio); (Azufre); (Bario); (Plutonio). Dibuje el átomo según Bohr.




  1. Dibuje los átomos según la teoría de Bohr del ejercicio 1




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