Modelo atómico de la materia.

Transcripción

1 Modelo atómico de la materia. La Teoría Atómica se basa en la suposición (ratificada después por datos experimentales) de que la materia no es continua, sino que está formada por partículas distintas. El concepto de átomo ha ido pasando por diversas concepciones, cada una de las cuales explicó en su momento todos los datos experimentales que se disponían, generando así un modelo atómico. Sin embargo, con el tiempo fue necesario modificar cada modelo para adaptarlo a los nuevos datos. Cada modelo se apoya en los anteriores, conservando determinados aspectos y modificando otros. Síntesis histórica de la Teoría atómica de la materia. Los griegos creían que la materia era infinitamente divisible. Sin embargo, en el siglo V a.c. Leucipo fue el primero en dudar sobre la indivisibilidad de la materia, ya que suponía que si la materia se dividía en infinitas partes llegaría un punto en que no se podría seguir dividiendo. Demócrito llamó a esta partícula átomo. Además supuso que los átomos de cada elemento eran diferentes y le conferían propiedades distintas a la materia. Sin embargo lo anterior no puede considerarse una teoría científica, ya que le falta apoyarse en datos experimentales. La primera teoría científica sobre el átomo fue propuesta por John Dalton a principios del siglo XIX, la que establece cuatro principios básicos: Toda materia se compone de partículas fundamentales extremadamente pequeñas e indivisibles, llamadas átomos. Todos los átomos de cualquier elemento son similares entre sí, sobre todo en lo que respecta a su masa, pero difieren de los de otro elemento. Los cambios químicos son transformaciones en las combinaciones atómicas. Los átomos son indivisibles aún en la reacción más violenta. Según el modelo de Dalton los átomos eran diminutas esferas rígidas de masa constante. A partir de esta teoría se fueron proponiendo diversos modelos. Demócrito, filósofo griego que desarrolló el concepto de átomo. Actividad 1: Con ayuda de un libro o internet, define: -Teoría científica: -Partículas fundamentales: -Protones: -Electrones: -Neutrones: -Rayos catódicos: Modelos atómicos Estudios posteriores demostraron que los átomos tienen una estructura interna formada por partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y neutrones. Coordinación de Química. Página 1

2 Modelo atómico de Thomson: En 1903 Joseph J. Thomson propone su modelo. Según éste el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente con los electrones dispersos en ella en un número igual a las cargas positivas. Esto explicaba que la materia fuese eléctricamente neutra. Modelo atómico de Rutherford: Sabías qué En 1897 J. Thomson estudió la naturaleza eléctrica de los rayos catódicos y demostró que estos rayos se desviaban hacia el polo positivo del campo eléctrico, confirmando que poseían carga negativa? Su experiencia consistió en bombardear con partículas alfa una fina lamina de oro, la partícula alfa atravesaban la lamina y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de zinc; detectando que la mayoría de las partículas la atravesaban sin desviarse o desviándose sólo un poco sin perder velocidad. Este hecho hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño (núcleo) y que todo el resto del átomo está vacío y que en ese espacio circulaban los electrones alrededor del núcleo. Sin embargo, este modelo posee una contradicción, pues según la mecánica clásica toda partícula cargada al moverse debe irradiar energía continuamente, lo que causa una disminución de la misma, provocando una pérdida de velocidad cayendo en espiral al núcleo. Experimento de Ernest Rtherford. Modelo atómico de Bohr: Bohr, utilizando como punto de partida el átomo de Rutherford y aplicando proposiciones hechas por Planck y Einstein, llegó a establecer un nuevo modelo atómico, cuyos postulados teóricos se detallan a continuación: El átomo posee un núcleo central en el que se concentra casi la toda su masa. Los electrones giran en orbitas fijas y definidas, es decir, giran en distintos niveles con una determinada distancia del núcleo. Estas orbitas o niveles de energía (n) se representan por los números 1,2,3,4,5,6 y 7, ubicándose desde el núcleo hasta el exterior. Los electrones que se ubican en las orbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que los ubicados mas lejos de él. Mientras un electrón gira en una determinada orbita, no consume ni libera energía. Cuando un electrón absorbe energía de una fuente externa, puede saltar de un nivel de baja energía a otro de mayor energía, quedando el átomo en un estado excitado. Además un electrón que regresa a un nivel de energía menor, libera energía en forma de radiación electromagnética (la energía que gana o pierde el electrón se llama cuanto de energía). Representación del bombardeo de átomos de oro con partículas alfa Coordinación de Química. Página 2

3 Modelo atómico actual: El modelo atómico de Bohr fue muy pero sólo es adecuado para explicar iones y átomos con un sólo electrón. Así, dicho modelo fue reemplazado por el modelo actual, que mantiene el concepto de estados de energía cuantizados, pero agrega nuevas consideraciones. Avances posteriores, mostraron que es imposible conocer simultáneamente tanto el momento exacto del electrón, como su posición exacta en el espacio (Principio de Incertidumbre de Heisenberg). Por lo tanto, no resulta apropiado imaginar a los electrones en movimiento en órbitas circulares bien definidas alrededor del núcleo. En 1926, Erwin Schrödinger propuso una ecuación, ahora conocida como ecuación que incorpora los comportamientos tanto ondulatorios como de partícula del electrón, lo que llevó al desarrollo de la mecánica cuántica. En el modelo atómico actual (Modelo mecánico cuántico) se establece que hay unas zonas delimitadas conocidas como orbitales, en las que hay mayor probabilidad de encontrar electrones. Estos orbitales se agrupan a su vez en los distintos niveles de energía. Actividad 2: Identifica a quien pertenecen los distintos modelos atómicos. Orbitales y números cuánticos. Los orbitales establecen como se distribuye en el espacio la densidad electrónica (regiones en las que es muy probable encontrar electrones), por lo que poseen una forma y nivel de energía característicos. El modelo de la mecánica cuántica emplea números cuánticos para describir un orbital (n, l, ml y s). Número Cuántico Principal (n): Es el número que indica el nivel de energía dentro del átomo, puede tomar valores enteros de 1,2,3, etc., y se relaciona directamente con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital. Cuanto más grande es el valor de n, mayor es la distancia entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y, en consecuencia, el orbital es más grande y menos estable. Número Cuántico Azimutal (l): Este número cuántico identifica los subniveles de energía y la forma del orbital. Puede tener valores enteros de 0 a n-1, donde n es el número cuántico principal. Cada valor de l corresponde a un tipo de orbital denominado: Valores de l Tipo de orbital s p d f Número Cuántico Magnético: Este número cuántico describe la orientación del orbital en el espacio. Puede tener valores enteros entre -l y l, incluyendo al cero. Número Cuántico de Espín: Este número cuántico se puede interpretar como las dos direcciones opuestas en las que puede girar el electrón. Sólo se permiten dos valores +1/2 y -1/2. Coordinación de Química. Página 3

4 Conceptos claves en teoría atómica. El número de protones que existen en el núcleo, es igual al número de electrones que lo rodean. Este número es un entero, que se denomina número atómico y se designa por la letra, "Z". La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se designa con la letra, "A". El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A-Z, es decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico. No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos ó más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. Además los isótopos de un elemento tendrán un comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de compuestos y reaccionarán de manera semejante. Por ejemplo el hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un nombre diferente. Hidrógeno Deuterio Tritio Los Isóbaros son aquellos átomos que presentan igual número de masa y distinto numero atómico. Son átomos distintos (carbono y nitrógeno), pero tienen igual A y diferente Z N 6C Los Isótonos a su vez son átomos que presentan distinto número atómico, pero tienen igual número de neutrones C 5B Los Isoelectrónicos, son átomos que presentan distinto número atómico, pero poseen igual número de electrones en su estructura. 4 Li + 5 Be +2 Masa Atómica. La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6,02*10 23 átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento. La masa relativa de los elementos de la tabla periódica está situada en la parte inferior de los símbolos de dichos elementos. El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de Coordinación de Química. Página 4

5 carbono 12 y es la masa de referencia para las masas atómicas. Una unidad de masa atómica (u.m.a), se define exactamente como 1/12 de la masa de un átomo de carbono que tiene una masa 12 u.m.a. una masa atómica relativa molar de carbono 12 tiene una masa de 12 g en esta escala. Un mol gramo (abreviado, mol) de un elemento se define como el numero en gramos de ese elemento igual al número que expresa su masa relativa molar. Así, por ejemplo, un mol gramo de aluminio tiene una masa de 26,98 g y contiene 6,02*10 23 átomos. Se debe tener presente que en la naturaleza existen isotopos de los elementos, por lo tanto, la masa atómica de un elemento es una media de las masas de sus isótopos naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa (abundancia isotópica). Actividad 3: Identifica que representan las siguientes imágenes: Indica las falencias de los modelos de Thomson, Rutherford y Bohr. Thomson Rutherford Bohr Indica las diferencias entre el modelo de Rutherford y Bohr. Rutherford Bohr Coordinación de Química. Página 5

6 Ejercicios. 1. En el ión Ca+2, cuyo número atómico es 20, hay A) 18 protones y 20 electrones. B) 20 protones y 18 electrones. C) 20 protones y 20 electrones. D) 20 protones y 22 electrones. D) 22 protones y 20 electrones. 2. Cuál de los siguientes iones tiene mayor número de electrones? (Ver sistema periódico) A) S -2. B) Mg +2. C) Na +. D) F -. E) N Los átomos 17Cl, 17Cl se diferencian en: A) el número atómico. B) la electronegatividad. C) dos electrones. D) dos protones. E) dos neutrones. 4. Complete la siguiente tabla: 39 K Símbolo Protones Neutrones Electrones A Z 5. Complete la siguiente tabla: Símbolo 31 P Ca +2 Protones Neutrones Electrones Carga neta A Z 6. En el modelo atómico moderno Qué representan los orbitales atómicos? A) La forma que toman los giros de los electrones. B) La posición exacta de encontrar un electron. C) La disposición de los neutrones en un átomo. D) La zona de probabilidad de encontrar un electrón. E) La posición de los protones en el átomo. 7. Cuál es la característica principal de los isotopos. A) Poseen la misma cantidad de neutrones. B) Corresponde a un grupo de elementos iguales que varían en su masa. C) Son átomos distintos que tienen la misma cantidad de electrones. D) Un conjunto de átomos que tienen distinto número atómico, pero el mismo número másico. E) Son elementos que ubican en orbitales distintos sus electrones. 8. Qué indica el número cuántico n? A) La cantidad de protones que posee un átomo. B) La cantidad de electrones que tiene un átomo. C) La forma de la nube electrónica. D) El tamaño y la energía de la nube atómica. E) El número de orbitas. 9. Con los datos de la siguiente tabla, determine la masa atómica del silicio. Isótopo % abundancia Masa atómica natural del isótopo 28 Si 92, , Si 4, , Si 3,09 29,9738 A) 29,075 B) 28,085 C) 28,153 D) 27,998 E) 28,845 Coordinación de Química. Página 6