2º Bachillerato. Química. Unidad 1 (Estructura atómica de la materia). Fotocopia 1.

Transcripción

1 Partículas subatómicas Los átomos están formados por un núcleo (formado por protones y neutrones) rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza. Entre núcleo y corteza hay espacio vacío y la mayor parte del átomo es espacio vacío. Los protones tienen carga positiva, los neutrones no tienen carga y los electrones tienen carga negativa. Características de las partículas del átomo Partícula masa (g) masa (u) carga (C) carga protón 1, , neutrón 1, electrón 9, /1837-1, De la tabla se observa lo siguiente: La masa de un protón es prácticamente igual a la de un neutrón y muchísimo más grande que la de un electrón. Esto hace que a la hora de calcular la masa de un átomo se puede despreciar la masa de los electrones y contar únicamente la masa del núcleo. Como la masa de estas partículas es tan pequeña, se suele usar la unidad de masa atómica (uma o u). 1 u=1, g. La masa de un protón, al igual que la de un neutrón, es aproximadamente igual a 1 u. La carga de un protón es igual a la de un electrón, sólo que son de signo contrario. En el sistema internacional la unidad de carga es el culombio (C), pero para decir la carga de un protón o de un electrón se suele decir únicamente +1 ó -1. Número atómico y número másico; isótopos El número de protones de un átomo se denomina número atómico y se designa por la letra Z. En un átomo neutro el número de protones que existen en el núcleo es igual al número de electrones que lo rodean. Un átomo puede ganar o perder electrones. Si un átomo neutro gana electrones adquiere carga negativa y se transforma en un anión. Si los pierde adquiere carga positiva y se transforma en un catión. La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se designa por la letra A. 1

2 Los átomos se suelen representar con la siguiente simbología: Por ejemplo, : este átomo de potasio tiene Z=19 y A=39 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. Por ejemplo, el átomo de potasio tiene 19 protones y 20 neutrones. Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de protones y por tanto el mismo número atómico. Pero dentro de un mismo elemento químico puede haber átomos con distinto número de neutrones y por tanto con distinto número másico. Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número másico (porque tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones). Veamos un ejemplo; el hidrógeno tiene tres isótopos diferentes: (protio) (deuterio) (tritio) 1. Completa la siguiente tabla: Elemento Número atómico (Z) Número másico (A) protones neutrones electrones carga neutro, catión o anión? Cálculo de la masa atómica de un elemento A la hora de calcular la masa de un átomo hay que tener en cuenta que la masa de un protón, igual que la de un neutrón, es aproximadamente 1 u, y que la masa de los electrones es despreciable. Es por ello que la masa de un átomo en umas es aproximadamente igual al número másico. Pero, como en un elemento puede haber isótopos, que tienen distinto número másico, a la hora de calcular la masa atómica de un elemento se hace una media ponderada con la masa y la abundancia relativa de cada isótopo. 2. El litio tiene dos isótopos: 3 6 Li, cuya masa atómica es 6,02 u y cuya proporción en la naturaleza es del 7,60%. 3 7 Li, cuya masa atómica es 7,02 u y que tiene una proporción en la naturaleza del 92,40%. a) Calcula la masa atómica del litio. 2

3 b) Di el número de protones y de neutrones para cada uno de estos isótopos. 3. El plomo presenta cuatro isótopos Pb-204, Pb-206, Pb-207 y Pb-208. La abundancia de los tres primeros es 1,4%, 28,2% y 57,8%. Calcula la masa atómica del plomo. El mol La materia está formada por partículas (estas partículas pueden ser átomos o moléculas). El número de estas partículas es inmenso. Es por ello que para contar partículas usamos el mol: Entenderás el concepto de mol si entiendes el concepto de docena: 1 docena=12 1 docena de sillas=12 sillas 1 mol=6, = (siempre usamos notación científica) 1 mol de átomos de Na (sodio)=6, átomos de Na 1 mol de moléculas de H 2 O (agua)=6, moléculas de H 2 O Por qué usamos 6, y no otro número? Porque la masa en umas de un átomo es la misma masa en gramos de un mol de átomos. Por ejemplo, si un átomo de sodio (Na) tiene una masa de 23 u, un mol de átomos de sodio tiene una masa de 23 gramos. La masa atómica del oxígeno es 16 u y la masa atómica del hidrógeno es 1 u. Por eso la masa molecular del agua (H 2 O) es 18 u (16+1 2). Una molécula de agua tiene una masa de 18 u y un mol de moléculas de agua tiene una masa de 18 g. 4. Se tienen 300 g de yodo molecular. a) Cuántos moles de yodo tengo? b) Cuántas moléculas de yodo tengo? c) Cuántos átomos de yodo tengo? Dato: MA(I)=127 u. a) b) c) 5. Se tienen 6, moléculas de yodo. a) Cuántos moles de yodo tengo? (0,25 puntos) b) Cuántos gramos de yodo tengo? (0,25 puntos) c) Cuántos átomos de yodo tengo? (0,25 puntos) Dato: MA(I)=127 u. a) b) c) 3

4 6. Rellena la tabla: Sustancia Masa molar (g/mol) Masa (g) moles moléculas átomos de nitrógeno N 2 6, NO 2 3, HNO 3 4,67 NO 100 Datos: O=16 u; H=1 u; N=14 u. Modelos atómicos En 1803 el profesor inglés John Dalton explicó las leyes ponderales con su teoría atómica: La materia está constituida por partículas indivisibles a las que llamamos átomos. Todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales. Los átomos de elementos diferentes son también diferentes. En 1897 Joseph John Thomson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. En tubos de gases a baja presión en los que se establece una diferencia de potencial superior a voltios, se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa a las que se llamó electrones. Thomson demostró que los electrones habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros antes de arrancar los electrones). Al perder electrones, los restos atómicos quedaban cargados positivamente. Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, ya que quedaba demostrado que el átomo no era indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones. Modelo atómico de Thomson Posteriormente otro físico inglés, Ernest Rutherford, realizó una serie de experimentos. Hizo incidir sobre una lámina finísima de oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente cuya masa era mucho mayor que la del electrón. Estas partículas estaban dotadas de una alta energía cinética. En el choque observó distintos comportamientos: La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse. Algunas de las partículas se desviaban. Muy pocas partículas retrocedían. 4

5 Esta experiencia implicaba: Los átomos estaban casi vacíos pues la mayoría de las partículas los atravesaban. Había una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se desviaban. Esta zona debía de estar muy concentrada. Estas conclusiones le condujeron a proponer en 1911 un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por dos zonas bien diferenciadas: Un núcleo de carga positiva que contiene la mayor parte de la masa del átomo. Una corteza rodeando al núcleo donde están los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo. Modelo atómico de Rutherford Sin embargo, el modelo de Rutherford presentaba fallos: Según la teoría clásica de electromagnetismo, una partícula eléctrica acelerada emite energía. Y el electrón girando en torno al núcleo está sometido a una aceleración centrípeta por lo que irradiaría energía, perdería velocidad y, por fin, caería al núcleo desestabilizando el átomo. Pero como el átomo de hecho es estable, las cosas no pueden ocurrir según el modelo de Rutherford. No explicaba los espectros. 5

6 Interacción de la luz con el átomo El estudio de la interacción de la luz con el átomo permitió seguir avanzando en su conocimiento. Para poder seguir avanzando en el estudio del átomo necesitamos conocer algunas propiedades de las ondas, ya que la luz es una onda. Longitud de onda (): distancia mínima entre dos partículas que vibran en fase, es decir, que tienen la misma elongación en todo momento. Su unidad en el S.I. es el metro. Velocidad de propagación (v): Velocidad con la que se propaga la onda. Es el espacio recorrido por la onda en la unidad de tiempo por lo que su unidad en el SI es el m/s. En el vacío la luz se propaga a una velocidad c= m/s. Periodo (T): Tiempo en el que una partícula realiza una vibración completa. Su unidad en el S.I. es el segundo. Frecuencia (): número de oscilaciones de las partículas vibrantes por segundo. Su unidad en el S.I. son los herzios o s -1. La relación entre la frecuencia y el periodo es: Y dado que tenemos que: La luz lleva asociada una energía que se calcula usando la fórmula: siendo h=6, J s (constante de Planck) 7. El espectro visible corresponde a radiaciones de longitudes de onda comprendidas aproximadamente entre 450 y 700 nm. a) Calcula la frecuencia y la energía de la radiación visible de mayor frecuencia. Datos: La mayor frecuencia corresponde a la mínima longitud de onda ya que se relacionan con la fórmula: Lo quiere decir que y son inversamente proporcionales. b) Haz lo mismo que en el apartado a) pero con la radiación visible de menor frecuencia. 6