QUÍMICA COMÚN QC-01 L O S M O D E L O S A T Ó M I C O S 2013
TEORÍA ATÓMICA LA QUÍMICA EN GRECIA Hacia el 600 A.C. se inició en Grecia el primer intento por responder la composición de la materia y la naturaleza. El modelo de los 4 elementos y el enfoque atomista para explicar el origen de la materia fueron polos de discusión entre 2 escuelas filosóficas diferentes en Grecia. El concepto atomista comenzó con las ideas de Leucipo y Demócrito, según ellos: LA TEORÍA DE DALTON John Dalton en 1808 repostuló la teoría atómica adaptándola y ampliándola hasta ser capaz de explicar la materia, el entorno, los distintos tipos de sustancias y las reacciones químicas. Para ello enunció los siguientes postulados: 2
La idea atómica del Dalton era más precisa y clara que la de Demócrito. A pesar de ello Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos, pues los consideraba la partícula más pequeña. Pronto surgieron interrogantes que hicieron pensar que la estructura atómica no podía ser tan sencilla como suponía Dalton. Fenómenos como las descargas eléctricas que generaban algunos gases (conductividad eléctrica en el vacío) a baja presión, la Radiactividad, las emisiones de energía, los espectros de emisión atómicos y las reacciones de descomposición electrolítica de algunas sales pusieron en tela de juicio la teoría de Dalton y la composición del átomo. La mancomunada sucesión de hechos científicos y el enorme trabajo realizado en un período relativamente corto de tiempo, permitieron comprender entre otras cosas, que la naturaleza íntima de la materia es eléctrica, que el átomo contiene partículas más pequeñas aún, que la carga eléctrica puede transferirse y que la física Newtoniana no contenía ecuaciones capaces de predecir el comportamiento de las partículas componentes del átomo. DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS 3
LOS ELECTRONES En 1879 Williams Crookes observó que en los tubos en que se había generado vacío se generaban descargas eléctricas al aplicarse altos voltajes sobre discos metálicos (electrodos) a un gas en su interior. La intensidad de la luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y la naturaleza del gas dentro del tubo. A partir de sus experiencias Crookes determinó que: Un poco más tarde, Joseph John Thomson (inglés) estudió la naturaleza eléctrica de estos rayos, haciéndolos pasar a través de un campo eléctrico. Observó que el haz de rayos era atraído por la placa positiva. Para explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos estaban formados por pequeñas partículas con carga eléctrica negativa: LOS ELECTRONES. Sin embargo, a Thomson le fue imposible medir y calcular en forma exacta la masa y la carga del electrón. Sus experimentos sólo le permitieron establecer una relación entre ambas (relación carga/masa). Relación carga/masa del electrón e/m = - 1,76 10 8 C/g 4
Entre 1908 y 1917 Robert Millikan realizó una serie de experimentos con el propósito de medir la carga unitaria del electrón. En su trabajo Millikan, analizó el movimiento de minúsculas gotas de aceite cargadas eléctricamente. Suspendió en el aire las gotas cargadas con ayuda de un campo eléctrico y sus movimientos fueron monitoreados con un microscopio. Con este procedimiento Millikan encontró que la carga de un electrón es de -1,6022 10-19 Coulomb. Con este dato pudo establecer su masa, usando la relación establecida por Thomson: CARGA MASA = CARGA/MASA -19-1,6022 10 C MASA = -1,76 10 C / g = 9,10 10-28 gramos 8 Por lo tanto, Los aportes de Millikan permitieron establecer con precisión única la carga eléctrica y la masa del electrón. Sin embargo quedo inconcluso el tema de la naturaleza eléctrica del átomo. Si éste sólo contenía electrones, cómo se explicaba la electroneutralidad de la materia?, según algunos científicos debía existir una partícula con carga eléctrica contraria a los electrones y de masa similar (concepto errado). 5
LOS PROTONES En 1886 Eugen Goldstein, utilizando un cátodo perforado, descubrió un haz visible que se desplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES. En sus experimentos con gases (en tubos de descarga eléctrica), Goldstein verificó que, además del haz de electrones, se producía una radiación de partículas positivas en dirección opuesta, que lograban atravesar el cátodo perforado. Investigando la desviación de las partículas positivas con un campo magnético, encontró que la masa de ellas no era constante, vale decir, diferentes gases generaban partículas positivas de masa distinta (rayos canales). Así aquellas partículas más livianas de los rayos canales correspondían al elemento de masa menor, el hidrógeno. Otro dato muy importante es que la carga de los rayos canales era exactamente la misma, en valor absoluto, que la de los rayos catódicos, a pesar de la enorme diferencia de sus masas. En efecto la masa del protón es casi unas 1840 veces mayor que la del electrón. 6
A mediados de 1920, un científico inglés llamado Ernest Rutherford observó que la suma de las masas de los electrones y protones en un átomo era bastante menor a su masa total, casi la mitad del valor observado. Intentando aclarar los resultados obtenidos postuló lo siguiente: Existe aparentemente una nueva partícula subatómica, el NEUTRÓN. Esta partícula posee carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los experimentos con tubos de descarga. Posee una masa similar a la del protón y se encuentra situada en el núcleo del átomo. Posteriormente en 1932 James Chadwick, notable físico inglés, detectó esta partícula subatómica en estudios de reacciones nucleares. Las características observadas coincidieron con las mencionadas por Rutherford, así que el nombre de neutrón se mantuvo. 7
LOS MODELOS ATÓMICOS MODELOS ATÓMICOS EL MODELO DE THOMSON, Budín de Pasas Antes de que Joseph John Thomson descubriera los electrones, el átomo se consideraba neutro e indivisible. A partir del descubrimiento de estas partículas cargadas se hizo necesario replantear la naturaleza del átomo siendo Thomson el primer científico en plantearlo. Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia, Thomson ideó un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero carente de sustento físico. El modelo denominado budín de pasas, permitía comprender la electroneutralidad de la materia, pues los electrones se encontraban inmersos y quietos en un espacio mínimo cargado positivamente. La comunidad científica al poco tiempo desechó el modelo, pues carecía de sustento físico ya que era imposible justificar los enlaces entre átomos ni menos explicaba el comportamiento de las sustancias cargadas (iones). 8
EL MODELO DE RUTHERFORD, Planetario Ernest Rutherford (alumno de Thomson) ideó un modelo atómico más sensato, valiéndose de un experimento muy simple y de gran precisión. Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizo incidir un haz de partículas, de masa apreciable y carga positiva. El experimento buscaba demostrar que el átomo se componía de un cúmulo de partículas positivas (protones) confinadas en un espacio mínimo (menos del 1% del volumen total del átomo), todo el resto del espacio era vacío y en él se movían los electrones. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD: Observaciones: Resultado: 1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad de que el haz de partículas (positivas) colisionara con él era baja. 2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas colisionarían y no podrían atravesar la lámina. 3. Una pantalla de sulfuro de cinc fue ubicada detrás de la lámina usada como blanco, con el fin de comprobar si efectivamente las partículas podían atravesarla. Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina. El resto prácticamente no se desvió. 9
Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluye que: Postuló además que el núcleo debe contener otra partícula, además de los protones, cuya influencia nuclear sólo es en la masa y por lo tanto, no posee carga. Más tarde, en 1932 Chadwick, descubre los NEUTRONES. El modelo atómico de Rutherford se denominó "modelo planetario del átomo" por su semejanza con el sistema solar. Errores en el modelo Planetario El modelo no aclaraba la atracción entre el núcleo y los electrones girando a su alrededor. Según los físicos de la época la atracción núcleo electrón, aceleraría a este último haciéndolo caer inapelablemente al núcleo. Con los resultados obtenidos en el experimento con la lámina de oro, Rutherford pudo despejar sus dudas respecto a la ubicación de las partículas atómicas, sin embargo, el movimiento de los electrones y sus propiedades no fueron aclarados con este modelo. 10
EL MODELO DE BOHR, Estacionario Cuando Niels Bohr propuso su modelo atómico, predominaban dos concepciones que dividían a la física. Por un lado, la mecánica clásica concebía al universo como una unión entre materia y radiación y sobre el cual calzaban perfectamente los postulados y fórmulas de Newton. La física de Maxwell en cambio, con su teoría electromagnética, intentaba explicar por ejemplo, que la luz era simplemente una radiación ondulatoria de campos eléctricos y magnéticos. Esta nueva física planteaba que el mundo atómico sólo podía explicarse mediante postulados nuevos, ya que la física clásica contradecía su teoría con los resultados obtenidos. Según las teorías clásicas respecto al electromagnetismo, la energía de una onda sólo dependía de su amplitud. Sin embargo, aplicada la teoría a un cuerpo, a cierta temperatura, los resultados no eran concordantes. En 1900 Max Planck explicó el fenómeno y con ello se inició la física cuántica. Según ésta, un cuerpo absorbe o emite energía en forma discontinua, vale decir, en paquetes de energía o cantidades definidas que denominó cuantos. Duramente criticada en su época, hoy se asume con propiedad la veracidad de esta teoría. En este escenario Niels Bohr plantea su modelo atómico (hidrogenoide) argumentando lo siguiente: 11
La transición mediante la cual un electrón gana o pierde energía se conoce como salto energético o salto cuántico. La teoría de Planck le permitió a Bohr explicar el por qué algunos átomos emiten luz de color visible o radiaciones electromagnéticas específicas. Errores en el modelo estacionario de Bohr El modelo sólo logró explicar de manera satisfactoria los átomos hidrogenoides, para aquellos con más de un electrón sólo pudo predecir el número máximo por nivel (2n 2 ). El modelo planteaba que la órbita de los electrones era circular (radio fijo). Con esta presunción fue imposible comprender los distintos estados energéticos de los electrones. El modelo atómico de Bohr fue el último intento de modelar el átomo usando física clásica, y su logro parcial se debió a que introdujo en él algunas condiciones propias de la física cuántica. Disposición de los electrones según Bohr Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n 2 ), así que por tanto, cada nivel energético alberga un número único de electrones como máximo (principio válido hasta el cuarto nivel energético). Así entonces, para: n = 1 2 1 2 = 2 electrones n = 2 2 2 2 = 8 electrones n = 3 2 3 2 = 18 electrones n = 4 2 4 2 = 32 electrones EL MODELO DE SCHRÖDINGER, Mecánico-Cuántico Principio de Incertidumbre de Heisenberg Heisenberg complicó aún más los postulados clásicos estableciendo uno de los dogmas más intrigantes de la física. Se dio cuenta de que para una partícula analizada bajo la perspectiva cuántica, el simple hecho de medir 2 de sus propiedades al mismo tiempo conlleva a errores e imprecisiones. Según el principio, ciertas parejas de variables físicas como la posición y la cantidad de movimiento de una partícula no pueden calcularse simultáneamente con un 100% de exactitud, los resultados obtenidos rondan los valores medios y no exactos. Ejemplificando el concepto debiéramos aclarar que si el electrón fuese esta partícula en estudio y si siguiera las leyes clásicas de la física, las incertidumbres se reducirían a cero, así que su posición y momentum serían exactos. Lamentablemente sabemos que el electrón no responde a la física clásica así que la incertidumbre se mantiene hasta hoy. 12
Ecuación de Heisenberg para la incertidumbre: Donde: ΔX Δ(m v) h 4 X = posición de la partícula (m v) = cantidad de movimiento (momentum) H = constante de Planck = 6,626 10-34 J s En 1924 un joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tiene propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de entonces los electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términos de probabilidades. En términos sencillos, la mecánica cuántica propone calcular la probabilidad matemática de encontrar al electrón (su posible órbita alrededor del núcleo), ante la imposibilidad que limita la exactitud. Cabe reconocer que todos los objetos (independiente de su tamaño), están sujetos al principio de incertidumbre, sin embargo para dimensiones mayores carece de interés ya que las magnitudes involucradas son significativamente mayores que el valor de la constante de Planck, en cambio para una partícula como el electrón, sí que es relevante. LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, Edwin Schrödinger dedujo una ecuación fundamental, llamada la ecuación de onda, que logró descifrar el comportamiento de un electrón alrededor del núcleo atómico. Si la posición no es exacta, la posible ubicación se determina como una probabilidad, así las soluciones a las ecuaciones de onda se denominan orbitales ( 2 ). Debemos aclarar, eso sí, que un orbital es una función matemática, no un parámetro físico, tampoco se trata de una órbita ni una trayectoria precisa. Físicamente corresponde a la zona del espacio donde posiblemente se encuentre el electrón girando. Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible para el átomo. En este modelo, los electrones se ubican a cierta distancia del núcleo (nivel) y giran en regiones de alta probabilidad (orbitales). Los orbitales son ocupados por electrones llenando primero los de menor energía y luego el resto. 13
TEST EVALUACIÓN MODULO 01 1. A la luz de los conocimientos actuales respecto de los átomos, Cuál de las siguientes afirmaciones es incorrecta? A) El protón tiene carga eléctrica positiva. B) El neutrón es una partícula subatómica. C) El átomo es una estructura indivisible. D) Todos los átomos presentan un núcleo con carga eléctrica positiva. E) La masa del electrón comparada con la del protón es despreciable. 2. Cuál de las siguientes parejas de partículas y radiaciones NO se desvía cuando interacciona con un campo eléctrico externo? A) Protón y Neutrón B) Neutrón y Electrón C) Fotón y Electrón D) Electrón y Protón E) Fotón y Neutrón 3. Respecto de las especies químicas denominadas Cationes, es cierto que A) no presentan masa ni energía cinética. B) en un campo eléctrico viajan al polo positivo. C) presentan mayor número de protones que de electrones. D) son átomos o especies químicas con un exceso de electrones. E) son radiaciones electromagnéticas sin carga eléctrica ni masa calculada. 4. En el siguiente modelo atómico, se verifica correctamente que 6n 6+ A) en el primer nivel de energía hay 4 electrones. B) hay 2 orbitales en el nivel de energía interno. C) el número de protones es superior al de electrones. D) las 6 partículas externas orbitan en forma circular. E) el átomo es eléctricamente neutro. 5. Para una especie química aniónica, siempre debe cumplirse que A) Nº electrones > Nº protones. B) Nº neutrones < Nº electrones. C) Nº protones > Nº neutrones. D) Nº electrones < Nº protones. E) Nº electrones = Nº protones. 14
6. Cuando 1 electrón pasa del nivel n=3 al nivel n=2, debe ocurrir A) Sólo I. B) Sólo II. C) Sólo I y II. D) Sólo I y III. E) I, II y III. I) aumento en su masa II) emisión de energía. III) pérdida de carga eléctrica. 7. Si la relación entre el número de neutrones y protones (n/p) para un elemento químico es 1 y la suma entre ambas partículas es 14, puede inferirse correctamente que A) el número de partículas en el núcleo es 21. B) hay más electrones que protones en la periferia. C) la cantidad de neutrones es superior a la de protones. D) el elemento posee 7 electrones. E) la suma de protones y electrones es 21. 8. Si un átomo (neutro) presenta 8 protones, 8 neutrones y 8 electrones, entonces es correcto afirmar que A) Sólo I. B) Sólo III. C) Sólo I y II. D) Sólo I y III. E) I, II y III. I) se comporta como un anión. II) los 8 electrones se encuentran dentro del núcleo. III) hay 16 partículas en el núcleo y 8 electrones fuera de él. 9. Para que un átomo se considere eléctricamente neutro debe cumplirse que A) no debe presentar neutrones. B) el número de protones debe ser par. C) el número de electrones y protones debe ser el mismo. D) electrones y protones se deben ubicar en el núcleo. E) la cantidad de protones y neutrones debe ser la misma. 15
10. De acuerdo con el modelo de Bohr, si un átomo (en estado basal) presenta 12 electrones, entonces A) Sólo I. B) Sólo II. C) Sólo III. D) Sólo II y III. E) I, II y III. I) presenta 3 niveles de energía. II) contiene 12 protones en el núcleo. III) el primer y último nivel de energía contienen 2 electrones. DMTR-QC01 Puedes complementar los contenidos de esta guía visitando nuestra Web http://www.pedrodevaldivia.cl/ 16