El átomo. 4º ESO.

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1 El átomo. 4º ESO

2 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

3 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.

4 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)

5 Tubo de rayos catódicos
Video muy completo en ingles: El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 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.

6 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.

7 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.

8 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.

9 Rayos catódicos: descubrimiento del electrón
William Crookes ( ) mejorando las condiciones de vacío demostró que los rayos catódicos tienen estas propiedades: Se propagan en línea recta. Se desvían cuando se les somete a campos eléctricos y magnéticos. 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.

10 Electrón y modelo atómico de Thomson
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 El físico J.J Thomson determinó que los rayos catódicos eran un flujo de pequeñísimas partículas, con carga eléctrica negativa que llamó ELECTRÓN

11 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

12 RADIACTIVIDAD . Partículas alfa: núcleos de helio . Partículas beta:
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

13 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?

14 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

15 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.

16 ÁTOMO DE DALTON (bola) ÁTOMO DE RUTHERFORD (sistema solar)
ÁTOMO DE THOMSON (pudin de pasas) ÁTOMO DE RUTHERFORD (sistema solar) Explica las leyes ponderales de la Química No explica las propiedades eléctricas de la materia ni la existencia de electrones Explica las propiedades eléctricas de la materia y la presencia 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

17 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.

18 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 ( ) descubrió el neutrón en la siguiente reacción nuclear:

19 Carga del electrón y el protón = 1,6 × 10−19 Culombios
El átomo tiene corteza y núcleo Partícula Masa (kg) Masa (uma) Carga (C) Carga (e) Núcleo Protón 1´ –27 1,0073 +1,6·10 –19 +1 Neutrón 1´ –27 1,0087 Corteza Electrón 9, –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 kilogramos Carga del electrón y el protón = 1,6 × 10−19 Culombios 

20 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

21 Dispersión de la luz Espectros atómicos

22 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: El electrón se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo, debido a la atracción eléctrica de éste: 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. Mientras el electrón se mueve en una de las órbitas permitidas no radia energía, la energía es constante (órbita estacionaria). 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.

23 Explicación de los espectros atómicos

24 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 ( ) 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

25 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..

26 Orbitales s y p

27 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)

28 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.

29 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).

30 Li 7 (Número másico) 3 (Número atómico) Núcleo del átomo de Litio
3 protones 4 neutrones 3 (Número atómico) Para los átomos neutros: El número de electrones debe ser igual al de protones: 3 electrones

31 Mg 24 12 No de electrones = 12 Núcleo de un átomo de Magnesio
12 protones 12 neutrones 12 No de electrones = 12

32 Al No de electrones = 13 27 13 Núcleo de un átomo de Aluminio
13 protones 14 neutrones 13 No de electrones = 13

33 Completa la tabla (consulta la tabla periódica):
Símbolo Elemento A Z Nº protones Nº neutrones Nºelectrones 39 19 K Cobre 63 29 Fósforo 15 Cloro 17 18 40 18 Ar 127 53 I Sodio 11 12 Aluminio 27 13

34 Completa la siguiente tabla
 Repres. átomo Símbolo elemento protones neutrones electrones Z A q 40 20Ca2+ Ca 40 2+ S 18 2- 11 12 10 P 31

35 Completa la siguiente tabla
 Repres. átomo Símbolo elemento protones neutrones electrones Z A q Fe 29 24 26 Sr 38 36 88 Cl 18 17 Al 13 27 3+

36 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.

37 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× =35,5 𝑢𝑚𝑎

38 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.