Transcript El átomo. 4º ESO

El átomo. 4º ESO
Leyes de las reacciones químicas
Al empezar a estudiarse (finales del
siglo XVIII y principios del siglo XIX) con
rigor científico las masas y volúmenes
de las sustancias que aparecen en
reacciones químicas, los químicos
establecen unas leyes
Boyle
Lavoisier
Proust
Gay-Lussac
Modelo atómico de Dalton
• Basado de :
– Ley de la conservación de la masa de Lavoisier
(1789)
– Ley de las proporciones definidas de Proust (1803)
A partir de estas leyes, Dalton se
planteo que la materia debería ser
discontinua, es decir, estar formada
por partículas discretas, a las que, en
honor de los antiguos griegos; les
denominó átomos.
Modelo atómico de Dalton
• La materia está formada por partículas individuales, indestructibles y
de tamaño fijo denominadas átomos.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre si en tamaño y en
masa, pero distintos de los átomos de otro elemento diferente.
• Los compuestos químicos se forman al unirse los átomos de diferentes
elementos entre sí siempre en la misma relación (moléculas iguales).
De aquí procede el uso de la fórmula de un compuesto, que nos indica
el nº de átomos de cada clase que componen una cualquiera de sus
moléculas (ej: H2O, NH3, NaCl...). A los átomos de un elemento los
representamos por una o dos letras, la 1ª mayúscula (H, He, O, Cl, C,
Ne, Ar, Na) que proceden del nombre del elemento en latín
(generalmente)
• En una reacción química, los átomos se reagrupan de forma distinta a
como estaban inicialmente, pero ni se crean ni se destruyen. ej:
H2+O2→H2O. La reacción debe ajustarse para que se cumpla que
TODOS los que están en el primer miembro (reactivos) vuelvan a
APARECER en el segundo (aunque unidos de forma distinta) .
Correctamente sería 2H2+O2→2H2O (o cualquier múltiplo de esta)
Tubo de rayos catódicos
• Video muy completo en ingles:
http://www.youtube.com/watch?v=CsjLYLW_3G0
• El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje
(más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja
presión.
• Con este experimento se averiguó cómo se desplazaban los rayos y se
pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y
producían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia
fluorescente.
Tubo de rayos catódicos
• Con este experimento se averiguó de dónde salían los rayos.
Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en
la figura, en el camino de los rayos se observó que se formaba
una sombra en la pared opuesta al cátodo. Ésto indicaba que
los rayos partían del cátodo. Por eso se los llama RAYOS
CATÓDICOS.
Tubo de rayos catódicos
• Con este experimento se averiguó si los rayos tenían
masa. En el camino de los rayos se interpuso una
pequeña rueda. Se observó que la rueda giraba como
consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los
rayos poseían masa.
Tubo de rayos catódicos
• Con este experimento se averiguó qué carga tenían
los rayos. Utilizando un campo eléctrico o un campo
magnético, se comprobó que los rayos se desviaban
alejándose del polo negativo del campo y se
acercaban al polo positivo. Este comportamiento
indicaba que los rayos eran partículas negativas.
Rayos catódicos: descubrimiento del electrón
•
•
•
•
William Crookes (1832-1919) mejorando las
condiciones de vacío demostró que los rayos
catódicos tienen estas propiedades:
1. Se propagan en línea recta.
2. Se desvían cuando se les somete
a campos eléctricos y
magnéticos.
3. Provocan la luminiscencia de los
cuerpos.
De acuerdo con estas propiedades dedujo
que los rayos catódicos eran un flujo de
partículas de dimensiones mucho menores
que los átomos.
Más tarde se demostró que las propiedades
de los rayos catódicos eran independientes de
la composición del gas residual, por tanto las
partículas integrantes de estos rayos tienen
que ser componentes de todos los átomos.
Thomson (1897) con un tubo de descarga
como el de la figura, utlilizando un campo
eléctrico y otro magnético perpendiculares,
para desviar de forma conveniente el haz de
rayos catódicos, determinó la relación carga
masa de estas partículas:
A esta primera partícula se le
denominó electrón como se había
sugerido a raíz de los
experimentos de electrolisis, para
el portador de la carga mínima.
q
 1,7592 .10 8 C / g
m
Electrón y modelo atómico de Thomson
El físico J.J Thomson
determinó que los
rayos catódicos eran
un flujo de
pequeñísimas
partículas, con carga
eléctrica negativa
que llamó
ELECTRÓN
Los electrones
estarían colocados
en el átomo como
las “pasas” en un
“budín de pasas”.
El átomo ya no es
tan “indivisible”
como creía Dalton
Radioactividad
El primero en observarla fue Becquerel (1896)- Unas sales de Uranio velaban
las películas fotográficas que estaban perfectamente envueltas en un cajón.
La radiactividad procede el núcleo del átomo.
Cuando un átomo es muy pesado o resulta inestable se “desintegra” por sí
sólo. Ésta es la fisión nuclear.
Por el contrario, cuando átomos más pequeños se unen para formar un núcleo
atómico mayor, ocurre la fusión nuclear. Por ejemplo, el hidrógeno de las
estrellas produce helio
RADIACTIVIDAD
La radiactividad también fue estudiada
por Pierre y Marie Curie, que
descubrieron el radio y el polonio y
recibieron el Nobel junto a Becquerel
. Partículas alfa:
núcleos de helio
. Partículas beta:
Electrones
. Partículas gamma:
radiación
Experimento de Rutherford
El núcleo del átomo
Rutherford se hizo la siguiente
pregunta:
¿Será el átomo denso y macizo como el
plomo?.....
…….¿O será “hueco” como
la paja?
EXPERIENCIA DE
RUTHERFORD
Ruterford eligió partículas
alfa (núcleos de helio)
como proyectiles y una
lámina de átomos de oro
como barrera
La mayor parte de los proyectiles (núcleos de helio) atravesaban la lámina como si ésta
estuviese totalmente hueca
Pero otros núcleos de helio se desviaban fuertemente, como si chocase con algo muy
denso.
Es decir los átomos no son ni densos como el plomo ni huecos como la paja.
Los átomos deben tener una pequeña zona donde la masa está muy
concentrada (NÚCLEO)
La mayor parte del átomo lo ocupa una zona casi vacía (CORTEZA) donde
estarían los electrones
Modelo atómico de Rutherford
Si los átomos fuesen del tamaño de un
campo de fútbol, el núcleo sería como un
guisante
MODELO ATÓMICO DE
RUTHERFORD
Los electrones giran alrededor
del núcleo.
En el centro del átomo está el
núcleo atómico, un punto de
pequeñas dimensiones donde se
concentra la masa.
ÁTOMO DE
DALTON
(bola)
ÁTOMO DE
THOMSON
(pudin de pasas)
ÁTOMO DE
RUTHERFORD
(sistema solar)
Explica las leyes
ponderales de la
Química
Explica las propiedades
eléctricas de la materia y
la presencia de electrones
No explica las
propiedades eléctricas
de la materia ni la
existencia de electrones
No explica la existencia de
otras partículas (protones
y neutrones)
Explica la existencia de
protones y neutrones y los
resultados de la experiencia
de Rutherford
No explica los espectros de
emisión/absorción de los
diferentes elementos
Descubrimiento del protón
• Cuando se emplean tubos de descarga con el cátodo perforado, se
observa detrás de él, un haz de luz producido por determinados
rayos que atraviesan los orificios. (Rayos canales o rayos positivos).
• Los estudió Thomson en 1911 y obtuvo la relación q/m cuando el
gas residual era hidrógeno. El valor obtenido coincidía con el que
se calculó en la electrólisis para los iones hidrógeno. Si el gas
residual era otro la relación q/m siempre era menor.
• En 1919 Rutherford bombardeó con partículas alfa gas nitrógeno y
observó que algunas daban lugar a oxígeno -17 y otra partícula
cuyas propiedades coincidían con las observadas por Thomson en
los rayos positivos, cuando el gas residual era hidrógeno:
• Posteriormente Rutherford observó que esta partícula se producía
en otras reacciones nucleares, con lo que dedujo que era una
partícula elemental a la que llamó protón.
 147N 178O11p
4
2
Descubrimiento del neutrón
• Pero Rutherford se dio cuenta de que la masa del
núcleo no era la suma de la de los protones que
contenía
• Así una partícula alfa (núcleos de helio) tenía una
carga de dos protones pero su masa era
aproximadamente cuatro veces la del protón.
• Por eso supuso que en el núcleo tenía que existir otra
partícula de masa similar pero sin carga
• En 1932 James Chadwick (1891-1974) descubrió el
neutrón en la siguiente reacción nuclear:
  Be C  n
4
2
9
4
12
6
1
0
El átomo tiene
corteza y núcleo
Partícula
Masa (kg)
Carga (C)
Carga (e)
1´6725.10–27
1´6748.10–27
Masa
(uma)
1,0073
1,0087
Núcleo
Protón
Neutrón
+1,6·10 –19
0
+1
0
Corteza
Electrón
9,1096.10–31
0,00055
–1,6·10 –19
–1
1 uma (unidad de masa atómica) = Es, aproximadamente, la masa del
átomo más ligero, el hidrógeno. Equivale a 1,661 x 10-27 kilogramos
Carga del electrón y el protón = 1,6 × 10−19 Culombios
1. ¿Dónde se concentra la masa del átomo?
En el núcleo
2. Si un átomo tiene 10 protones, 10 neutrones y 10electrones, ¿cuál es su masa
(en umas)?
20 umas, los electrones no cuentan, apenas tienen masa
3. Si un átomo tiene 4 protones, 3 neutrones y 4 electrones, ¿cuál es su
masa (en umas)?
7 umas, no contamos los electrones
4. Si los átomos son neutros, ¿cuántos protones y neutrones deben tener?
Los mismos protones que electrones
5. Si un átomo tiene 7 protones en su núcleo ¿cuántos electrones debe
tener en la corteza para que sea neutro?
También 7. Los mismos protones que electrones
Dispersión de la luz
Espectros atómicos
Modelo atómico de Böhr
•
•
Niels Böhr (1885 – 1962) propuso en 1913 un modelo que explicaba el
espectro del hidrógeno.
Los postulados en los que se fundamenta este modelo son:
1. El electrón se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo,
debido a la atracción eléctrica de éste:
2. Para el electrón sólo son posibles ciertas órbitas caracterizadas por
un número entero n, denominado número cuántico principal ,que toma
los valores 1,2,3,4, e indica el tamaño de la órbita y la energía del
electrón en esa órbita.
3. Mientras el electrón se mueve en una de las órbitas permitidas no
radia energía, la energía es constante (órbita estacionaria).
4. Si el electrón está inicialmente en una órbita de energía E1 y pasa a
una órbita de energía E2 (E2<E1), emite una radiación electromagnética
Por el contrario para pasar del nivel de energía E2 al E1 debe absorber
una radiación electromagnética de la misma frecuencia anterior.
Explicación de los espectros atómicos
Refinamientos al modelo de Bohr
• Pero el modelo de Böhr no sirve para explicar los espectros de átomos
polielectrónicos.
• Cuando se obtienen espectros de hidrógeno con espectroscopios de alta
resolución aparecen líneas desdobladas (estructura fina).
• Para interpretar esta estructura fina, Sommerfeld (1865- 1951) supuso
que el electrón del átomo de hidrógeno podía girar también en órbitas
elípticas. Esto le llevó a introducir otro número cuántico, relacionado con
la forma de las órbitas.
• Por tanto la energía del electrón en las distintas órbitas viene
determinada por el valor de esos dos números cuánticos.
• De esta forma pudo interpretarse la estructura fina.
• En 1896 Peter Zeeman (anterior a la teoría de Böhr) observó que cuando
los átomos de un elemento se excitan en presencia de un campo
magnético las líneas del espectro se desdoblan, lo que obligó a
introducir un tercer número cuántico.
• Con tanto añadido la teoría de Böhr-Sommerfield perdía elegancia, era
necesario un cambio conceptual brusco, LA TEORÍA CUÁNTICA
Estructura electrónica de los átomos. Teoría cuántica.
• Erwin Schrödinger y Werner Heisenberg crearon la nueva
teoría cuántica de la que surgen como consecuencia de un
tratamiento matemático los números cuánticos que
caracterizan los estados energéticos posibles de los
electrones en los átomos. Lo hicieron en 1927 y es, hasta hoy,
la teoría definitiva.
• Se basa en 2 principios básicos:
– La hipótesis cuántica de Max Planck (1900): afirma que la energía de
los cuerpos, al igual que la masa, esta cuantizada, compuesta de
trozos muy pequeños a los que llamamos cuantos. Vendrían a ser los
“átomos” de la energía. Sólo podemos conseguir “cuantos de
energía”.
– Principio de incertidumbre de Heisemberg: Es imposible en un
instante dado, determinar simultáneamente la posición y la
velocidad de un electrón. Por eso no se puede hablar de trayectorias
definidas del electrón, sino de zonas donde es muy probable
encontrar al electrón.
– Esta “zona” recibe el nombre de ORBITAL (Orbitales s-p-d-f), no
orbitas definidas como en el modelo de Bohr..
Orbitales s y p
Caracterización del átomo
– Número atómico (Z): el número de protones que
tiene el núcleo. En el átomo neutro coincide con el
número de electrones en la corteza. Todos los átomos
del mismo elemento químico tienen igual número
atómico. Por ejemplo, todos los átomos de oxígeno
tienen Z = 8.
– Número másico (A): la suma de los neutrones y los
protones. Se llama así porque la masa del átomo en
uma es prácticamente igual a dicho número (porque
neutrones y protones tienen masa 1 uma y los
electrones masa casi despreciable)
Átomos e iones
• En los átomos el número de protones es igual al de electrones. Así
resulta que el átomo no tiene carga eléctrica neta (es neutro), se
compensan la carga negativa de los electrones con la carga positiva
de los protones.
• Los átomos pueden perder o ganar con cierta facilidad electrones,
formándose los denominados iones:
– Iones positivos o cationes: Se forman por la pérdida de electrones.
Tienen tantas cargas positivas como electrones han perdido. Así, el
Fe2+ es un átomo de hierro que ha perdido 2 electrones. Se llaman así
porque van al cátodo en una disolución.
– Iones negativos o aniones: Se forman por la ganancia de electrones.
Tienen tantas cargas negativas como electrones han ganado. Así el Cl–
es un átomo de cloro que ha ganado un electrón. Se llaman así porque
van al ánodo en una disolución.
Representación de los átomos
• El átomo se representa por un símbolo o abreviatura del nombre
del elemento (X) ,por su número atómico (Z) y su número másico
(A): ZAX
• Conociendo el símbolo del elemento y sus números atómico y
másico, es fácil determinar las partículas del átomo. Por ejemplo,
para el carbono (146 C), que tiene Z = 6 y A = 14, tenemos 6 protones
(Z = 6), 6 electrones y 8 neutrones (A – Z).
• Si el átomo no es neutro se indica su carga de esta manera: 146 C2+.
Sería un átomo de carbono al que le faltan 2 electrones. Por tanto,
tendría 6 protones, 14–6=8 neutrones y 6–2=4 electrones (se restan
los 2 que le faltan, por eso tiene 2 cargas positivas). Si el átomo
fuese el 818O2– tendría 8 protones, 10 neutrones y 10 electrones (los
8 del átomo neutro, tantos como protones, y los 2 de más que ha
ganado).
Núcleo del átomo de Litio
7 (Número másico)
Li
3 (Número atómico)
3 protones
4 neutrones
Para los átomos neutros:
El número de electrones debe ser igual al de protones: 3 electrones
Núcleo de un átomo de Magnesio
24
Mg
12
No de electrones = 12
12 protones
12 neutrones
Núcleo de un átomo de Aluminio
27
Al
13
No de electrones = 13
13 protones
14 neutrones
Completa la tabla (consulta la tabla periódica):
Símbolo Elemento
A
Z
Nº protones
Nº neutrones
63
29
Cloro
17
18
Sodio
11
12
39
19 K
Cobre
15
Fósforo
40
18 Ar
127
53 I
Aluminio
27
13
Nºelectrones
Completa la siguiente tabla
Repres.
átomo
40
20Ca
Símbolo protones
elemento
Ca
neutrones electrones Z
S
18
A
q
40
2+
2+
11
P
12
210
18
31
Completa la siguiente tabla
Repres. Símbolo protones neutrones electrones Z
átomo elemento
Fe
29
24
26
Sr
Cl
Al
38
36
18
A
q
88
17
36
13
27
3+
Isótopos
•
•
•
•
•
Todos los átomos del mismo elemento poseen el mismo número atómico, es decir,
el mismo número de protones en el núcleo. Sin embargo, el análisis de muchos
elementos ha llevado a la conclusión de que algunos tienen diferente número de
neutrones y por ello diferente número másico.
Los átomos de un mismo elemento (tienen que tener el mismo número atómico)
que tienen distinto número másico, es decir, distinta masa, se llaman isótopos.
Por ejemplo, existen en la naturaleza tres átomos diferentes del hidrógeno: 11H,21H
y 31H. Los tres tienen un único protón (Z=1), el primero no tiene neutrones, el
segundo tiene 1 neutrón y el tercero tiene dos neutrones.
A veces se representan los isótopos como el símbolo del elemento seguido del
número másico (ej: Cl–35 y Cl–37, 3 isótopos del Cl). El número atómico de un
elemento es fijo y a veces no se indica.
Ahora podemos dar la definición exacta de u.m.a.: Inicialmente se tomó como la
masa del átomo de hidrógeno, el más ligero de todo, pero hoy día se ha cambiado
y se toma como la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono. Es decir,
un átomo de C-12 pesa exactamente 12 u.m.a. Viene a ser prácticamente igual a la
definición antigua, de ahí lo de la doceava parte.
Masa atómica media
• En la tabla periódica se indica el número atómico de
cada elemento y su masa atómica media, que es la
suma de la masa de cada uno de los isótopos naturales
que existen de ese elemento multiplicada por el
porcentaje en que se encuentran en la naturaleza y
todo ello dividido entre 100. Así, la masa atómica de
los isótopos anteriores sería 35 u.m.a. y 37 u.m.a.,
aproximadamente y sabiendo que su riqueza natural es
del 75% y del 25% respectivamente, podemos calcular
la masa atómica media del cloro como:
•
35×75+37×25
100
= 35,5 𝑢𝑚𝑎
Ejercicios
• Averigua la masa atómica media del Litio
(símbolo Li) sabiendo que , en su estado
natural , este elemento contiene un 7,5% del
isótopo 6Li y el 92,5% restante del isótopo más
estable, el 7Li. Indica qué partículas
subatómicas componen esos 2 isótopos.