FÍSICA Y QUÍMICA. TEMA 4: ESTRUCTURA DE LA MATERIA.

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1 FÍSICA Y QUÍMICA. TEMA 4: ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. TEORÍAS ATÓMICAS A lo largo de la historia han ido surgiendo diversas teorías y modelos para explicar la constitución de la materia. Un modelo es una aproximación a la realidad física, tanto más exacto cuanto con más claridad explique los hechos experimentales. En el siglo IV a. de C., los filósofos griegos Demócrito y Leucipo consideraron que la materia era discontinua, es decir, no se podía dividir indefinidamente conservando sus propiedades, sino que debería estar formada por unas últimas partículas a las que llamaron átomos (a = sin, tomo = división). Esta teoría no se impuso y fue rechazada por otros filósofos, entre ellos Aristóteles, aunque tanto en un caso como en el otro no había ninguna base experimental TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. (1808) En Dalton, para explicar las leyes ponderales de la reacción química, enunció su teoría atómica: - Los elementos están formados por partículas indivisibles e inalterables llamados átomos. - Todos los átomos de un elemento son iguales en masa y propiedades. - Los átomos de elementos distintos son diferentes en masa y propiedades. - Las moléculas de los compuestos se forman por la unión de los átomos de los elementos en una proporción numérica sencilla. - En una reacción química los átomos se reagrupan de forma distinta a como lo estaban inicialmente, pero ni se crean ni se destruyen. El número de átomos de cada elemento es el mismo antes y después de la reacción MODELO ATÓMICO DE THOMSON. (1898) Durante el siglo XIX se aceptó la idea de Dalton de la indivisibilidad del átomo, pero a finales de siglo se descubrió una partícula subatómica, el electrón, por lo que tal idea fue abandonada y así en 1898 Thomson emitió su modelo: El átomo es una esfera material cargada positivamente, dentro de la cual como pequeños gránulos se encuentran distribuidos al azar los electrones con carga negativa, en número suficiente para que la carga total del átomo sea nula. Este modelo por su apariencia se conoce con el nombre de budin o puding de pasas 1

2 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1911) Rutherford consideró que el átomo está prácticamente vacío: - El átomo está formado por núcleo y corteza o envoltura electrónica. - El núcleo, situado en la parte central del átomo, está formado por los protones y neutrones (no se habían descubierto), está cargado positivamente, contiene la casi totalidad de la masa, posee una gran densidad y su tamaño es muy pequeño en relación con el tamaño total del átomo. - La corteza electrónica está formada por los electrones, cargados negativamente, que se mueven alrededor del núcleo y a gran distancia del mismo, describiendo órbitas circulares. - El número de protones es igual al número de electrones para que el átomo sea eléctricamente neutro. Este modelo también se llama modelo nuclear y, por su apariencia, modelo planetario MODELO DE BOHR. (1913) - El átomo consta de un núcleo (protones y neutrones) en el que está localizada la carga positiva y casi toda su masa, mientras que los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo. - El electrón no puede girar alrededor del núcleo en cualquier órbita. - Cuando el electrón se mueve en una órbita es estable, ni emite ni absorbe energía; tan solo si pasa de una órbita a otra se produce la absorción o emisión de energía. CORRECCIÓN DE SOMMERFELD, discípulo de Bohr, propuso una ampliación del modelo atómico de su maestro. Dice que los electrones también pueden girar en órbitas elípticas y supuso que cada nivel de energía estaba subdividido a su vez en un conjunto de subniveles próximos en energía. Así, cada nivel tenía tantos subniveles como indicaba su número y podían albergar un número máximo de electrones. 2

3 MODELO DE SCHRÖDINGER. (1925) El físico E. Schrödinger estableció el modelo mecano-cuántico del átomo, ya que el modelo de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo; mientras que, el nuevo modelo establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud. En este modelo: - Los electrones tienen un comportamiento tanto de onda como de partícula - La zona de mayor probabilidad para encontrar a un electrón se llama orbital (se sustituye por el concepto de órbita) MODELO ATÓMICO ACTUAL - El átomo está constituido por un núcleo central con casi toda la masa del átomo, que contiene partículas con carga positiva llamadas protones. - En la corteza están los electrones, con una masa despreciable frente a la del núcleo. Giran en órbitas circulares concéntricas en torno al núcleo y su carga negativa equilibra a la positiva. - El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el tamaño de todo el átomo, y entre el núcleo y la corteza hay un espacio vacío. - En la mayoría de los núcleos habían otras partículas, sin carga eléctrica denominados neutrones. Partícula Símbolo Carga Eléctrica (C) Masa (kg) Carga (e) Masa (uma) Electrón e , u Protón p u Neutrón n u Como resulta muy poco cómodo trabajar con números tan pequeños como los de la masa y carga de las partículas subatómicas, se han definido unidades atómicas específicas: Unidad elemental de carga (e): corresponde a la carga del protón ( C), de modo que la carga del protón es +1 e y la del electrón -1 e, respectivamente. Unidad de masa atómica (u): originalmente definida como la masa de un protón ( kg), actualmente se define exactamente como la doceava parte de la masa de un átomo de Carbono-12. Así, la masa de un protón es de u, la de un neutrón u y la de un electrón u. Como la diferencia es muy pequeña, a efectos prácticos se considera similar la masa del protón y del neutrón, de valor 1 u. 2. ATOMOS, ISÓTOPOS E IONES Identificación de los átomos Número atómico Es el número de protones de un átomo es fijo, representa su carnet de identidad. Se Representa mediante la letra Z. Así, al decir que el número atómico del sodio es 11 decimos que en el núcleo hay 11 protones, y viceversa, todo átomo que tenga 11 protones es un átomo de sodio. Se llama número másico al número de protones y neutrones, y se representa por la letra A. El número de neutrones, N, es la diferencia entre el número másico y el número atómico. 3

4 Un elemento puede tener diversos isótopos, es decir, átomos con el mismo número de protones y distintos de neutrones, su masa atómica es la medida ponderada de todos los isótopos, la cual depende de la abundancia relativa de cada uno de ellos. Z = número atómico = número de protones = nº electrones A = número másico = número de protones y neutrones N = A Z = número de neutrones Cualquier átomo de un elemento puede representarse así: X Z A (X es el símbolo del elemento) Isótopos Llamamos isótopos a aquéllos átomos que tienen el mismo número de protones y distinto número de neutrones. Por lo tanto son átomos de un mismo elemento químico. Por ejemplo: cloro-35 y el cloro- 37. Iones Un ión es un átomo que ha perdido o ganado algún electrón. Si pierde un electrón, adquiere carga positiva y se convierte en un ión positivo o catión. Si gana un electrón, adquiere carga negativa y se convierte en un ión negativo o anión. Ejercicios: Elemento Representación Protones Neutrones Electrones Z A Ión?.Si/No Azufre Platino Mercurio CC CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. La configuración electrónica de un átomo es el modo en que están distribuidos los electrones alrededor del núcleo de ese átomo. Es decir, cómo se reparten esos electrones entre los distintos niveles y orbitales. Se rige por el Principio de mínima energía o de Aufbau: Los electrones ocupan en primer lugar los orbitales de menor energía que están disponibles.(del más cercano al núcleo al más lejano) El nivel n= 1 tiene un solo subnivel, denominado 1s. El nivel n= 2 tiene dos subniveles, denominados 2s y 2p. El nivel n= 3 tiene tres subniveles, denominados 3s, 3p y 3d. El nivel n= 4 tienes cuatro subniveles, denominados 4s, 4p, 4d y 4f. nivel (n) subnivel s s p s p d s p d f Nº electrones por subnivel Nº electrones por nivel Para recordar el orden de llenado de los orbitales se aplica el diagrama de Möeller. Debes seguir el orden de las flechas para ir añadiendo electrones. 4

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8 4. TABLA PERIÓDICA Y VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS (Ver páginas 96 y 97) 8

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