Naturaleza de la materia.

Naturaleza de la materia.
Unidad didáctica 1 Naturaleza de la materia. El átomo

¿Qué es la materia? Materia- es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio (tiene volumen). No es materia- lo que no tiene masa y no ocupa un lugar en el espacio (no tiene volumen). Ejemplo: sonido.

¿Qué es la materia? Sustancia- tipo de materia de que están hechos los cuerpos. Ejemplo: madera.

Ejercicio 1 ¿De qué sustancia está hecho? Grafito y madera (celulosa)
Oro y diamante Vidrio y agua Aluminio y vidrio

Ejercicio 2 ¿La materia es continua o discontinua?

Teoría atómica de Dalton
La materia es discontinua, está formada partículas pequeñísimas, indivisibles e indestructibles llamadas átomos. Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí y tienen la misma masas y las mismas propiedades. Los átomos de elementos diferentes son diferentes entre si y tienen diferente masa y diferentes propiedades. Los átomos de los diferentes elementos se pueden agrupar, en proporciones fijas, para formar compuestos.

Teoría cinético - corpuscular
Fue propuesta, en 1857, por el físico alemán Rudolf Clausius. Inicialmente se aplicó solo para los gases, pero se puede aplicar a cualquier estado. Puede resumirse en las siguientes hipótesis: La materia (sólidos, líquidos y gases) está formada por un gran número de partículas tan pequeñas que no se pueden ver al microscopio. Entre partícula y partícula no hay nada, sólo espacio vacío.

Las partículas (para el caso de los gases y los líquidos) están en continuo movimiento caótico. Chocan entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene. En el caso de los sólidos estas partículas sólo pueden vibrar sin moverse del sitio. La velocidad con que se mueven las partículas depende de la temperatura.

El movimiento de las partículas depende de dos tipos de fuerzas: De atracción, que mantienen unidas las partículas. Son de tipo eléctrico. De dispersión, que tienden a alejarlas. Aumentan con la temperatura. El estado de agregación en que se encuentra la materia en un momento determinado depende de que predomine, uno u otro tipo de fuerza.

Modelo atómico de Dalton (1808)
El átomo es una partícula esférica, sin estructura interna, indivisible e indestructible. Esta teoría, propuesta por el John Dalton en 1808, se mantuvo durante casi todo el siglo XIX, pero finalmente se desechó, debido a que los experimentos relacionados con los fenómenos de electrización y electrólisis, pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la materia y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado por otras partículas fundamentales más pequeñas

Modelos atómicos En 1855, un soplador de vidrio alemán, Heinrich Geissler ( ), ideó un método para producir recipientes de vidrio, haciendo el vacío en ellos. Un amigo suyo, el físico alemán Julius Plücker ( ) utilizó estos tubos de Geissler en sus experimentos eléctricos.

Modelos atómicos Plücker introdujo dos electrodos en uno de esos tubos y consiguió hacer pasar una corriente a través de él. Esta corriente eléctrica producía efectos luminiscentes dentro del tubo, que variaban de acuerdo con el grado de vacío. Si el vacío era muy alto, la luminiscencia desaparecía, pero el vidrio del tubo despedía una luz verde alrededor del ánodo (electrodo positivo).

Modelos atómicos La corriente eléctrica se originaba en el cátodo y viajaba hasta el ánodo, donde chocaba con el vidrio que estaba junto a él y producía luminiscencia. Sin embargo, en aquella época los físicos no sabían en qué podría consistir la corriente eléctrica, ni podían decir con seguridad qué era lo que se estaba moviendo desde el cátodo al ánodo. En 1876, el físico alemán Eugen Goldstein llamó al flujo rayos catódicos. Estos experimentos fueron el origen de los tubos fluorescente, los tubos de neón de los anuncios e, incluso, de los aparatos de televisión.

Modelos atómicos La naturaleza de los rayos catódicos fue motivo de gran controversia durante algunas décadas, estando los físicos alemanes fuertemente inclinados hacia la idea de que los rayos catódicos eran ondas, como la luz y los físicos ingleses hacia la idea de que estaban formados por partículas veloces. Un modo de decidir entre las dos alternativas fue comprobar si los rayos catódicos eran desviados por la acción de un imán o un campo eléctrico.

Modelos atómicos En 1897, el físico inglés Joseph John Thomson (1906), logró demostrar que los rayos catódicos se desviaban en un campo eléctrico y que, por tanto, estos rayos eran corrientes de partículas con carga eléctrica negativa, a que les dio el nombre de electrones. Para poder explicar la existencia de los electrones y el hecho de que la materia es neutra, Thomson propuso otro modelo de átomo.

Modelo atómico de Thomson (1897)
El átomo es una esfera maciza de material cargado positivamente con una multitud de electrones incrustados (tantos como sea necesario para compensar la carga positiva), como pasas en un pastel. Los electrones se pueden desprende con facilidad al frotar un objeto y esto explica el fenómeno de la electrización.

Modelos atómicos En 1911, el físico inglés Ernest Rutherford (1908) realizó un experimento para confirmar el modelo atómico de Thomson, que consistía en bombardear con partículas alfa una fina lámina de oro.

Modelos atómicos Se esperaba que las partículas alfa pasasen a través de la lámina sin desviarse prácticamente. Según el modelo de Thomson, dentro del átomo, las cargas positivas y negativas están distribuidas uniformemente, por lo que las partículas alfa (con carga positiva) serían atraídas por las cargas negativas y repelidas por las cargas positivas y las fuerzas se compensarían.

Modelos atómicos Sin embargo, aunque la mayor parte de las partículas atravesó la lámina sin desviarse, algunas sufrieron grandes desviaciones y, lo más importante, un pequeño número de partículas rebotó hacia atrás. Esto indicaba que la carga positiva no estaba distribuida uniformemente sino concentrada en una zona del átomo. Para explicar este fenómeno, Rutherford propuso otro modelo.

Modelo atómico de Rutherford (1911)
El átomo está formado por dos zonas: El núcleo, una zona central muy pequeña, donde se hay unas partículas, llamadas protones, que concentran toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa. La corteza, una zona exterior, donde se encuentran los electrones, con carga negativa, girando alrededor del núcleo. El átomo es neutro porque contiene el mismo número de protones que de electrones. La mayor parte del átomo está vacío. Es un modelo similar, al sistema de planetas circulando en torno al Sol.

Modelos atómicos Rutherford también predijo la existencia en el núcleo, de otra partícula sin carga, que debía contrarrestar la fuerzas repulsivas entre los protones. En 1932, el físico inglés James Chadwick (1935), que había sido alumno de Rutherford, encontró en sus experimentos la nueva partícula neutra a la que llamó neutrón. El modelo de Rutherford fue desechado porque no podía explicar la existencia de los espectros atómicos.

Modelos atómicos En 1814, un óptico alemán, Joseph von Fraunhofer realizó experimentos con los prismas que él mismo fabricaba. Hizo que la luz pasase primero a través de una rendija, y a continuación a través de sus prismas triangulares de vidrio y halló que la luz formaba un espectro de colores, cruzado por una serie de líneas oscuras las contó (unas seiscientas) y anotó sus posiciones.

Modelos atómicos Cuarenta años más tarde, los científicos alemanes Gustav R. Kirchhoff y Robert W. Bunsen siguieron esta línea de investigación utilizando, como fuente de luz, el mechero inventado por Bunsen, que quema una mezcla de gas y aire para producir una llama caliente y poco luminosa.

Modelos atómicos Colocaron cristales de diversos elementos químicos en la llama y vieron que ésta cambiaba de color y que, al pasar esta luz a través de un prisma, se obtenían líneas luminosas. También observaron que el modelo de líneas de colores era diferente según el elemento químico que se calentase hasta la incandescencia.

Modelos atómicos

Modelos atómicos Kirchhoff había inventado un método para identificar elementos por la luz que producen al calentarlos. Una vez conocidos los espectros de todos los elementos se puede deducir los elementos que componen un cristal desconocido. El aparato utilizado para analizar los elementos de esta manera se llama espectroscopio.

Modelos atómicos Con ayuda del espectroscopio, Bunsen y Kirchhoff descubrieron y dieron nombre a nuevos elementos químicos como el cesio (del vocablo latino que significa «azul cielo») o el rubidio (de la palabra latina que significa rojo), debido al color de la línea más prominentes de sus espectros.

Modelos atómicos El espectroscopio se ha utilizado, en astronomía, para identificar la composición del Sol, las estrellas y el material gaseoso interestelar, encontrándose que estaban formados por elementos idénticos a los de la Tierra.

Modelos atómicos Como el modelo de Rutherford no podía explicar las líneas luminosas de los espectros atómicos, en 1913, el físico danés Niels Bohr (1922) propuso otro modelo, incorporando: El efecto fotoeléctrico de Albert Einstein (1921), que dice que la materia puede emitir electrones cuando recibe radiación electromagnética. La hipótesis de Max Planck (1918) de que la materia solo puede absorber o emitir cantidades discretas de energía llamadas cuantos.

Modelo atómico de Bohr (1913)
Los electrones giran en torno al núcleo del átomo con trayectorias circulares, sin irradiar energía. Los electrones solo pueden girar a determinadas distancias del núcleo llamadas niveles energéticos u órbitas. Estas órbitas poseen más energía cuanto más lejos están del núcleo.

Modelo atómico de Bohr (1913)
Los radios de las órbitas permitidas vienen determinados por un número n, llamado número cuántico principal, que solo puede tomar valores enteros: 1, 2, 3,… El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.

Explicación de los espectros
Al calentar una sustancia, los electrones de sus átomos adquieren energía y pueden saltar a una órbita de energía superior (estado excitado). Esta situación no es estable, cada electrón vuelve a caer en su órbita normal y, al hacerlo, emite energía en forma de luz (raya del espectro).

Explicación de los espectros
Como los electrones no pueden saltar a cualquier parte del átomo sino solo a las órbitas permitidas no se obtiene un espectro continuo de colores, sino solo rayas. El color de la raya depende de la energía absorbida por los electrones y de la órbita a que salten.

Modelos atómicos Como el modelo de Bohr solo funcionaba bien para el átomo de hidrógeno y no era capaz de explicar todas las líneas que aparecen en los espectros, Arnold Sommerfeld propone, en 1916, una modificación.

Modelo de Sommerfeld (1916)
Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas. Se introduce un segundo número cuántico L, (azimutal) que determina la excentricidad de la órbita (que sea más o menos elíptica). A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel

Modelos atómicos Con posterioridad se añadieron dos números cuántico más: magnético, m, que determina la orientación de la órbita en el espacio. de spín, s, que indica el sentido de la rotación del electrón sobre sí mismo. No pueden existir dos electrones en un mismo átomo, con los cuatro números cuánticos iguales (Principio de exclusión de Wolfgang E. Pauli) (1945).

Modelo de la Mecánica Cuántica
Propuesto por Erwin Schrödinger (1933), Werner Heisenberg (1932) y el propio Bohr, es el modelo vigente actualmente

Partículas subatómicas
Átomo: cantidad más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. Constituido por las siguientes partículas: Protón, (p+): carga eléctrica positiva y masa igual a la del neutrón pero 1840 veces mayor que la del electrón. Se encuentra en el núcleo del átomo. Neutrón, (n0): sin carga eléctrica y masa igual que la del protón. Se encuentra en el núcleo del átomo. Electrón, (e-): carga eléctrica negativa y masa 1840 veces más pequeñas que el protón. Se encuentra en la corteza, girando alrededor del núcleo a distintas distancias del mismo, llamadas niveles energéticos u órbitas.

Z = nº de protones (p+) = nº de electrones (e-)
Número atómico, Z Es el número de protones que tiene un átomo. Como el átomo es neutro, se cumple que: Z = nº de protones (p+) = nº de electrones (e-) El número de protones que tiene el átomo determina los distintos tipos de elementos químicos que existen en la naturaleza. Por ejemplo si tiene un protón la sustancia se llama hidrógeno; si tiene dos se llama helio; si tiene 3 protones se llama litio, etc.

A = nº de protones + nº de neutrones = p+ + no
Número másico, A Es la suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo. Nos da una idea de la masa del átomo A = nº de protones + nº de neutrones = p+ + no En los átomos ligeros el número de neutrones suele coincidir con el de protones, pero en los átomos pesados el número de neutrones suele ser mucho mayor

Número atómico y número másico
Simbólicamente se representa:

Isótopos Son átomos de un mismo elemento químico que teniendo igual el número de protones tienen distinto el número de neutrones. Es decir, tienen igual Z y distinto A; como poseen el mismo número atómico poseen el mismo símbolo. Por ejemplo:

En la Tabla Periódica aparecen todos los elementos químicos conocidos, organizados por orden creciente de número atómico.

En cada casilla aparece como mínimo, el símbolo del elemento químico, su número atómico y su masa atómica promedio.

Masa atómica Masa de un átomo de 1H:
Los átomos son pequeñísimos. En la punta de la mina de un lápiz hay millones de átomos de carbono. Lógicamente la masa de un átomo es pequeñísima. Masa de un átomo de 1H: 1'66 · kg = 0' kg Al expresar la masa en kg (que es la unidad de masa del S.I.) salen números tan pequeños que es incómodo trabajar con ellos.

Masa atómica Por este motivo se propuso una nueva unidad para la masa atómica, que toma como referencia la masa del isótopo 12 del carbono. Unidad de masa atómica, U es la doceava parte de la masa del átomo de 12C U = 1 g/mol

Masa atómica La masa de los demás átomos se determina comparándolas con la del carbono.

Masa atómica Los valores de masas atómicas, que aparecen en la Tabla Periódica, deberían ser números enteros, pero no los son. Esto es debido a que existen varios isótopos de un mismo elemento. La abundancia en la naturaleza de estos isótopos es diferente para cada elemento químico.

Masa atómica Masa atómica promedio: se obtiene haciendo una media ponderada de las masas de todos los isótopos de un elemento, teniendo en cuenta su abundancia relativa en la naturaleza.

Masa atómica Ejemplo: El silicio que se encuentra en la naturaleza es mezcla de tres isótopos, 28Si, 29Si, 30Si, con abundancias relativas del 92'18 %, 4'71 % y 3'11 % respectivamente. La masa atómica del Si, que aparece en la Tabla Periódica, se calcula haciendo una media ponderada de las masas de todos los isótopos:

Iones La materia se puede electrizar. Los átomos pueden perder o ganar electrones y dejar de ser neutros, adquiriendo carga positiva o negativa respectivamente. Ión es un átomo con carga eléctrica. Catión átomo que ha perdido electrones y queda cargado positivamente. Anión átomo que ha capturado electrones y queda cargado negativamente.

Ejercicio 3 Indica, tal como se muestra en el ejemplo, el número de partículas que constituye los siguientes átomos: Ejemplo:

Ejercicio 3 3 protones 3 electrones 4 neutrones 5 protones

Ejercicio 3 11 protones 10 electrones 11 neutrones 12 protones

Configuración electrónica
Es la distribución en órbitas, capas o niveles de energía de los electrones que tiene un átomo. A cada nivel le corresponde un valor diferente del número cuántico principal, n = 1, 2, 3,… Capa de valencia es la última capa, o nivel energético, de un átomo. Electrones de valencia son los electrones que se encuentran en la capa de valencia.

A su vez, cada capa puede tener varios subniveles de energía u orbitales, a cada uno de los cuales le corresponde un valor diferente del número cuántico azimutal, L = 0, 1, 2, … , hasta n-1. Estos orbitales se nombran con las letras s, p, d, f,… respectivamente. Orbital e- que caben s 2 p 6 d 10 f 14 En cada tipo de orbital cabe un número determinado de electrones:

Valores que puede tomar L: 0, 1, 2, … , hasta n - 1. Si n = L = 0 Si n = L = 0 y L = 1 Si n = L = 0, L = 1 y L = 2 L = 0 → Orbital s L = 1 → Orbital p L = 2 → Orbital d L = 3 → Orbital f L = 4 → Orbital g ….

Los electrones se van colocando en los distintos orbitales por orden creciente de energía. Como regla nemotécnica se puede utilizar el dibujo de la derecha. Se llenan los orbitales en el orden que indica la flecha empezando por el nivel n=1.

Ejemplo: la configuración electrónica del kriptón (Z=36) es:

Ejercicio 4 Haz la configuración electrónica de los siguientes elementos:

Ejercicio 4 3Li - 1s2 2s1 5B - 1s2 2s2 2p1 7N - 1s2 2s2 2p3
9F- - 1s2 2s2 2p6 10Ne - 1s2 2s2 2p6 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 12Mg+2 - 1s2 2s2 2p6 14Si - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Sistema periódico actual
Los elementos están organizados por orden creciente de número atómico.

Hay siete filas o periodos. Todos los elementos de un mismo periodo están llenando la misma capa o nivel energético.

Hay dieciocho columnas o grupos. Todos los elementos de un mismo grupo tienen idéntica la configuración de la última capa, diferenciándose un elemento del siguiente en que tiene una capa más.

Como las propiedades de un elemento están relacionadas con el número de electrones de valencia, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades similares.

Los grupos se organizan en bloques según el orbital que llenan: Orbitales s ó p → grupo principal, Orbital d → elementos de transición Orbital f → elementos de transición interna o tierras raras.

Algunos grupos tienen nombre propio: Gases nobles Alcalinos Alcalinos-térreos Nitrogenoideos Carbonoideos Anfígenos Halógenos Térreos

Localización de un elemento en la tabla periódica
Con la configuración electrónica se puede localizar en qué lugar de la tabla periódica se encuentra un elemento: . El periodo nos lo indica el número de capa mayor que aparezca en la configuración. Periodo 3 Ejemplo: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 El tipo de grupo nos lo indica el orbital que están llenando: Orbitales s ó p → grupo principal, Orbital d → elementos de transición Orbital f → elementos de transición interna o tierras raras. Ejemplo: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 Grupo principal

Localización de un elemento en la tabla periódica
El número del grupo nos lo indica el número de electrones de valencia: Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 e- valencia s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6 Grupo principal: se miran los electrones s y p de la última capa. Grupo 16 Ejemplo: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3p4 Grupo principal Grupo de transición: se le suma 2 a los electrones que haya en el orbital d. Ejemplo: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3p6 4s2 3d5 Grupo 7 Grupo elementos de transición

Ejercicio 5 Indica la posición en la tabla periódica de los siguientes elementos químicos

Ejercicio 5 Grupo principal Periodo: 3 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 Grupo: 1
33As - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 47Ag - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 Elemento de transición Periodo: 5 Grupo: 11 92U - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f4 Tierra rara Periodo: 7 4º

Propiedades periódicas
Por la forma en que está organizada la Tabla Periódica, se puede observar que hay una serie de propiedades que varían de forma gradual a lo largo de cada grupo y periodo. Por tanto, a partir de la posición de un elemento, en la Tabla periódica, se pueden predecir sus propiedades.

Propiedades periódicas: Radio atómico
Nos da una idea del tamaño del átomo.

En un grupo: aumenta al bajar, ya que aumenta el número de capas que tiene el átomo. En un periodo: disminuye al avanzar de izquierda a derecha, porque aumenta la carga positiva del núcleo, que ejerce más atracción sobre los electrones, acercándolos al núcleo y disminuyendo el tamaño.

Propiedades periódicas: Potencial de ionización
Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo neutro y formar un ión positivo.

Propiedades periódicas: Potencial de ionización
En un grupo: disminuye al bajar ya que, al aumentar el número de capas, los electrones de valencia están más lejos del núcleo, por lo que son menos atraídos y es más fácil perderlos. En un periodo: aumenta al avanzar de izquierda a derecha porque aumenta la carga positiva del núcleo que ejerce una mayor atracción sobre los electrones de valencia.

Propiedades periódicas: Afinidad electrónica
Es la energía intercambiada por un átomo neutro cuando acepta un electrón para formar un ión negativo.

Propiedades periódicas: Afinidad electrónica
En un grupo: disminuye al bajar ya que, al aumentar el número de capas, los electrones de valencia están menos atraídos y es más fácil perderlos que ganarlos. En un periodo: aumenta al avanzar de izquierda a derecha porque aumenta la carga positiva del núcleo y la atracción sobre los electrones de valencia es mayor por lo que resulta fácil introducir otro electrón.

Propiedades periódicas: Electronegatividad
Es la tendencia de un átomo a capturar electrones. La tendencia a perder electrones se denomina electropositividad.

Propiedades periódicas: Electronegatividad
Varía igual que la afinidad electrónica por los mismos motivos. En un grupo: disminuye al bajar. En un periodo: va aumentando de izquierda a derecha.

Propiedades periódicas: Carácter metálico
El carácter metálico está relacionado con la tendencia a perder electrones. En un grupo: aumenta al descender en un grupo. En un periodo: disminuye de izquierda a derecha.

Propiedades periódicas: Carácter metálico
Metales: tendencia a perder electrones y formar iones positivos. No metales: tendencia a capturar electrones y formar iones negativos. Semimetales: se encuentran en el límite de separación entre un grupo y otro y tienen propiedades intermedias.

Exceptuando a los gases nobles, los átomos de los elementos químicos no se encuentran aislados en la naturaleza, sino formando agrupaciones: redes o moléculas.

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