Tema 4. Elementos y compuestos. Leyes ponderales. Teoría

Transcripción

Tema 4. Elementos y compuestos.
Leyes ponderales. Teoría atómica de
Dalton. Modelos atómicos posteriores.
(Física y Química 3º ESO)
Tema04: Elementos y compuestos. Leyes ponderales. Teoría atómica de Dalton. Modelos atómicos
posteriores _
1
Elementos químicos y compuestos químicos
Entre las sistemas homogéneos de composición constante podemos distinguir dos tipos
diferentes:
•
Los elementos químicos que están formados por un solo tipo de átomos.
Un ejemplo: supongamos que tenemos un trozo de cobre (Cu) o un poco de yodo (I2) o una
bombona llena de oxígeno (O2). Por mucho que lo intente no podré separar del cobre, del yodo o
del oxígeno ningún otro elemento. No puedo descomponerlo más.
•
Los compuestos químicos están formados por más de un tipo de átomos. Pueden
separarse solamente utilizando métodos químicos.
2 H2O 2 H2 + O2
Otro ejemplo, si tengo agua en un recipiente puedo añadirle unas gotas de un ácido o de alguna sal
y hacer pasar a través de la disolución una corriente eléctrica. Al cabo de un cierto tiempo habré
recogido en un dispositivo como el de la figura una determinada cantidad de hidrógeno y otra (la
mitad de volumen) de oxígeno. Es decir, el paso de la corriente eléctrica ha logrado descomponer
el agua (H2O) en otros componentes mas sencillos, oxígeno (O2) e hidrógeno (H2)
Los elementos químicos se representan por un símbolo. Una letra mayúscula y en ocasiones
una minúscula junto a ella.
nitrógeno N, hierro Fe
Los compuestos químicos se representan por una fórmula que indica los átomos de los
elementos que lo forman además de la proporción en que intervienen para formar una
molécula.
dióxido de carbono CO2
La fórmula indica que la proporción de átomos de cada especie es (dos átomos de oxígeno por
cada átomo de carbono)
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Antes de la Química
La Alquimia buscaba obtener la piedra filosofal que sería capaz de
transmutar cualquier metal en oro y de permitir la síntesis del elixir de la
juventud y la vida eterna. Por razones obvias los alquimistas mantenían en
secreto todos sus logros y era muy frecuente que todos ellos, se fueran a la
tumba con los alquimistas.
Por tanto podemos considerar, sin errar en exceso, que la Alquimia en realidad no era una
ciencia.
Antoine Laurent de Lavoisier
A los 21 años termina los estudios de abogado pero su vocación son las Ciencias. Al año
siguiente recibe un premio de la Academia de Ciencias por su estudio sobre la mejor forma de
iluminar una ciudad. En 1773 publica su libro Opuscules physiques et chimiques. Poco después
es capaz de descubrir que solamente una pequeña parte del aire es la que actúa sobre los
metales También realiza otros estudios sobre cuestiones prácticas como por ejemplo la forma
de introducir mejoras en la fabricación de la salmuera. Esto le sirvió para ganarse un puesto
como empleado en el Arsenal ya que este proceso era muy útil para fabricar pólvora.Con esto
pudo empezar a montar su laboratorio pero más tarde y con el fin de aumentar sus ingresos
para mejorar las posibles investigaciones y el laboratorio hizo una
donación de dinero a la sociedad dedicada a recaudar impuestos (La
Ferme) Esto junto con su enfrentamiento con Marat ya que se opuso a
su ingreso en la Academia de las Ciencias por motivos estrictamente
profesionales, le acabo costando la vida en 1894.
Sin embargo su principal aportación a la Química fue la ley de
conservación de la masa gracias a la que se cuestiona la teoría
del flogisto válida hasta ese momento. Parte de sus experiencias del
alumbrado y comienza a calentar distintas sustancias en el aire. Cuando lo hace con metales
obtiene unas sustancias que pesan más que lo que pesaba el propio metal. Luego hace lo
mismo en una atmósfera estanca y comprueba que aunque el óxido pesa mas que el metal el
conjunto sigue pesando lo mismo. Esto es el principio de una gran revolución en la Química
pero no acaba ahí. Su interés en normalizar la nomenclatura de los compuestos químicos hace
que escriba un libro titulado Métodos de nomenclatura Química en donde se exponen nuevos
métodos sencillos y lógicos para nombrar los compuestos lo que, afortunadamente, fue
asumido de forma casi inmediata por la mayoría de los químicos.
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Leyes ponderales
Las leyes ponderales son aquellas que hacen referencia a medidas de masa. No resulta difícil
de entender que son éstas las primeras que surgen en la Química ya que entonces las
medidas más fáciles de realizar eran las de masa.
Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier
Supongamos que en el recipiente de la figura, cerrado herméticamente,
tenemos un trozo de carbón. Concentramos sobre él los rayos de Sol con
una lupa con lo que logramos que éste comience a arder. De esta forma
se combinará con el oxígeno del aire que contiene la campana formando
dióxido de carbono. Si previamente hemos pesado la masa de la campana
con el carbono en su interior y después de que se produzca el cambio químico volvemos a
pesar aunque ya no veamos el carbono sólido, obtendremos el mismo resultado.
Esto se traduce en la ley de conservación de la masa o
ley de Lavoisier:
La masa total de sustancias que se transforman y de las
que se obtienen a lo largo de un cambio químico
permanece constante.
Louis Joseph Proust
Nació en Angers (1754), hijo de un farmacéutico. En el laboratorio de su
padre comenzó las primeras prácticas de aprendizaje de la Química.
Posteriormente abandonó esta ciudad para continuar sus estudios en París a
pesar de la oposición de su familia. Posteriormente dió clases de Química en
París y por recomendación de Lavoisier a quien conoció y de quien se hizo
amigo, fue contratado por el gobierno español de Carlos III para realizar diversos trabajos en
España donde permaneció entre los años 1777 y 1807.
Posteriormente regresa a Francia hasta su muerte en Angers (1826).Precisamente en 1801,
durante su estancia en España enuncia la ley de las proporciones definidas que junto con
las otras leyes ponderales será la base en la que se impulsará Dalton para enunciar su teoría
atómica.
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Ley de las proporciones definidas o ley de Proust
Esta ley establece que, cuando dos elementos químicos se combinan para formar el mismo
compuesto sus masas lo hacen en una proporción constante.
Un ejemplo: Supongamos que el oxígeno se combina con el hidrógeno para formar agua.
2H2 + O2 2 H2O
Si reaccionan 32 gramos de oxígeno, lo harán con 4 gramos de hidrógeno…
Si reaccionan 16 gramos de oxígeno, lo harán con 2 gramos de hidrógeno…
Si reaccionan 8 gramos de oxígeno, lo harán con 1 gramo de hidrógeno…
Si reaccionan 4 gramos de oxígeno, lo harán con 0,5 gramos de hidrógeno…
Si reaccionan 2 gramos de oxígeno, lo harán con 0,25 gramos de hidrógeno…
Es decir la relación entre las masas que reacciona será:
32 16 8
4
2
=
= =
=
= ...
4
2 1 0,5 0,25
John Dalton
Nace en 1766. Era hijo de gente muy humilde, un tejedor y una
campesina. Cuando queda libre la plaza de maestro de su
pueblo ocupa el puesto y, a los doce años, comienza a ejercer
la profesión. Se trata de un auténtico autodidacta que hizo
estudios sobre diversos temas siempre relacionados con la
ciencia. Sus primeros conocimientos de Ciencias Naturales y
de Matemáticas le llegaron a través de su maestro y de un adinerado de su pueblo que era
aficionado a la meteorología.
Más tarde se trasladó con su hermano a Kendal, donde ejercieron como profesores ayudantes.
De su afición a la meteorología derivan importantes aportaciones como el estudio que hizo
sobre la formación de la lluvia en el que pro primera vez demuestra que ésta se forma por un
descenso de la temperatura y no por cambios de presión en la atmósfera. Además de su
estudio de la meteorología procede su ley de las presiones parciales de los gases en una
mezcla.
Aunque tuvo que trasladarse por la escasez de medios en un par de ocasiones nunca llegó a
poder estudiar medicina pero si hizo alguna aportación como el estudio del daltonismo,
enfermedad que padecía el mismo.
En 1803 elabora la ley de las proporciones múltiples.
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La teoría atómica de Dalton
La aportación mas importante de Dalton fue la de establecer desde un punto de vista científico
fue su teoría atómica. En ella Dalton presenta cuatro postulados que se justifican precisamente
a través de las leyes ponderales que fueron enunciadas justamente antes de que él elaborase
su teoría atómica. Se basa esta teoría en cuatro puntos:
1. Los elementos están constituidos por partículas materiales separadas e indestructibles
(átomos).
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y todas las demás
propiedades.
3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y propiedades.
4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos
en una relación numérica sencilla. Los átomos de un determinado compuesto son
iguales en masa y en todas las demás propiedades.
La teoría atómica de Dalton puede explicar cada una de las leyes ponderales anteriores de la
forma siguiente:
La teoría de Dalton justifica la ley de conservación de la materia. (Lavoisier)
Supongamos que dos átomos de elementos diferentes se unen para formar otro
"átomo" de otro compuesto Dado que los átomos son indestructibles y su masa
constante para un determinado elemento la masa del compuesto que se forma será la
suma de las masas de los dos átomos que se combinan.
La teoría de Dalton justifica la ley de las proporciones definidas. (Proust)
Si dos átomos diferentes se combinan entre si para formar un determinado compuesto
sus masas están en la misma proporción que si lo hace cualquier número de átomos de
las dos especies pues todos ellos tienen la misma masa.
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Los modelos atómicos se van sucediendo
Los modelos en la Ciencia tratan de explicar una realidad que no se puede alcanzar más que
basándose en la experimentación.
Hay un ejemplo muy ilustrativo:
Supongamos que unos marcianos observan desde lejos el reloj de una torre. Con un potente telescopio ven
desde su nave que tiene dos flechas (agujas) que las dos giran. Una de ellas da una
vuelta completa en una hora mientras que la otra tarda en hacerlo doce horas. Si los
marcianos son listos, que lo serán para llegar desde tan lejos, pueden hacer un “modelo”
que mediante una serie de engranajes explique como funciona el reloj. No es que ese
modelo sea la realidad pero si que podría explicarla.
Ahora se acercan más a Tierra y ven mejor el reloj. Resulta que tiene una aguja más que gira una vez cada
minuto. El modelo elaborado antes ya no vale hay que sustituirlo por otro que integre una explicación para
esa nueva aguja.
Si se acercan más y ven un número que solo se mueve cada 24 horas (fecha del calendario), una vez más
tendrán que rehacer su modelo para intentar explicar el reloj.
¿El modelo es en realidad el reloj? No. Además para saber si es cierto tendrían que posarse en Tierra y verle
las tripas, es decir, abrirlo. Pero los marcianos no pueden descender a Tierra porque no tienen bastante
amoniaco para respirar en las reservas de sus trajes espaciales. Tienen que contentarse con ver el reloj
desde fuera.
Eso mismo nos pasa a nosotros con el átomo. No podemos entrar en el en profundidad, lo más
que podemos hacer es ir observando hechos experimentales y tratar de explicar los resultados
a base de modelos.
Dalton elabora su modelo atómico basándose en las leyes ponderales de Lavoisier y Proust y
en su modelo basta con un átomo indivisible e indestructible de masa igual y con el resto de las
propiedades iguales para todos los átomos del mismo elemento.
Modelo atómico de Thomson
El padre del electrón como se le llama en muchas ocasiones nació en un
pequeño pueblo cerca de Manchester donde su padre ejercía como librero.
Ya en los estudios de grado medio entró en contacto con la física
experimental en el Owens College. Más tarde ingresa en la Universidad de
Cambridge. Allí estució Matemáticas pero pronto se pasó al campo de la
Física en el Cavendish Laboratory donde pronto logró una cátedra de Física y poco después
entró como miembro en la Royal Society de Londres.
En 1918 fue nombrado Master del Trinity College. En ese cargo, que ocupó hasta su muerte,
pudo tratar a muchos jóvenes con intereses no científicos. Thomson demostró interés por
muchas más cosas que por la ciencia. Se interesó en la política, las novelas, los dramas, el
deporte universitario y en los aspectos no técnicos de la ciencia.
La aportación más importante de Thomson consistió en mejorar progresivamente la técnica de
realizar el vacio, con lo que pudo llegar a la conclusión de que los rayos eran independientes
de la naturaleza del gas de llenado de la ampolla y de la naturaleza de los electrodos que se
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colocaran en ella. La conclusión que le pareció evidente y que dio a conocer ahora hace cien
años es que se trata de un flujo de corpúsculos que están presentes con su propia carga
eléctrica en cualquier tipo de materia.
El hecho es que el premio Nobel que recibió en 1906 hace mención de sus méritos en la
realización de trabajos decisivos en el estudio de la conductividad de los gases. Esto es
absolutamente cierto y todos los que hayan trabajado en la medición de las radiaciones
ionizantes mediante detectores llenos de gas son deudores de la obra ingente de Thomson y
de sus sucesores.
La prueba más palpable de que J.J. Thomson debió de ser un profesor excelente, es que entre
sus alumnos tiene siete premios Nobel.
Sir Joseph John Thomson murió en Cambridge el 30 de agosto de 1940.
Al cabo de un tiempo se descubre la existencia del electrón (J.J.Thomson) partícula que se
puede extraer del átomo y que tiene carga negativa. Además su descubridor es capaz de
calcular su carga y su masa. Lo mismo que les pasaba a los marcianos, ahora los científicos
deben de sustituir el modelo anterior por otro que explique el fenómeno.
Es el propio J.J. Thomson quien elabora un nuevo modelo
atómico. Considera que el conjunto del átomo tiene carga
positiva y en él se insertan los electrones en número suficiente
para que el conjunto sea neutro. Sería un equivalente a la
forma en que se insertan las pasas en los bizcochos (pudin) a los que tan
aficionados son en Gran Bretaña, por otra parte el país donde nació y vivió
siempre Thomson.
Cuando el átomo perdía algún electrón quedaba cargado positivamente (ión positivo o catión) y
si lo ganaba adquiría carga negativa (ión negativo o anión)
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Modelo atómico de Rutherford
Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford
se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante
de JJ. Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de
Montreal, en Canadá. A su regreso al Reino Unido (1907) se incorporó a la
docencia en la Universidad de Manchester, y en 1919 sucedió al propio
Thomson como director del Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge.
Por sus trabajos en el campo de la física atómica, Ernest Rutherford está considerado como
uno de los padres de esta disciplina. Investigó también sobre la detección de las radiaciones
electromagnéticas y sobre la ionización del aire producido por los rayos X. Estudió las
emisiones radioactivas descubiertas por H. Becquerel, y logró clasificarlasen rayos alfa, beta y
gamma.
En 1902, en colaboración con F. Soddy, Rutherford formuló la teoría sobre la radioactividad
natural asociada a las transformaciones espontáneas de los elementos. Colaboró con H.
Geiger en el desarrollo del contador de radiaciones conocido como contador Geiger, y
demostró (1908) que las partículas alfa son iones de helio (más exactamente, núcleos del
átomo de helio) y, en 1911, describió un nuevo modelo atómico (modelo atómico de
Rutherford).
Rutherford recibió el Premio Nobel de Química de 1908 en reconocimiento a sus
investigaciones relativas a la desintegración de los elementos. Entre otros honores, fue elegido
miembro (1903) y presidente (1925-1930) de la Royal Society de Londres y se le concedieron
los títulos de sir (1914) y de barón Rutherford of Nelson (1931). A su muerte, sus restos
mortales fueron inhumados en la abadía de Westminster.
Un nuevo experimento demuestra que la mayor parte del átomo está vacía. El experimento
consistía en bombardear una lámina muy fina de oro con partículas cargadas positivamente
(partículas alfa). La mayor parte de las partículas atravesaban el metal sin sufrir la más mínima
desviación, algunas (pocas) se desviaban de su trayectoria y solo una de cada más de 10 000
salía rebotada en sentido contrario al de su
movimiento. El dibujo representa el experimento
realizado.
El modelo de Thomson debe ser sustituido por otro.
Rutherford un neozelandés profesor en Manchester
y aficionado al rugby, lo hace. Considera que el
átomo está formado por un núcleo central positivo
(razón por la que este es el primer modelo nuclear
del átomo) cuyo volumen es muchísimo menor que
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el volumen del átomo (de 10 000 a 100 000 veces menor) y que contiene la casi totalidad de su
masa. Alrededor del núcleo estarían rotando los electrones (igual que si se tratara de un
sistema planetario en miniatura.
Alrededor del 90% de las partículas
Solo un número alrededor del 10%
Es reflejada una de cada 10000
siguen este camino.
se desvía así.
partículas.
Imagina que el núcleo tiene una relación de tamaño con el átomo similar a la que tendría una
bola de golf situada en el centro de un campo de fútbol de los grandes. Y que los electrones
serían como mosquitos volando en el espacio del campo alrededor del núcleo. Ahora quita el
campo y deja en ese volumen la bola de golf y los mosquitos. ¡La materia está casi vacía!
El modelo nuclear del átomo
El átomo descrito por Rutherford consta de una parte central positiva (de un tamaño muy
pequeño comparado con el del átomo completo) y, alrededor de ella, girando como lo hacen los
planetas alrededor del Sol estarían los electrones. Éstos estarían en un número tal que el
átomo en su conjunto sería neutro.
Pero, ¿qué hay en el núcleo? Aunque Rutherford predijo la existencia de partículas sin carga
no se descubrió el neutrón hasta bastantes años más tarde. En resumen, en el núcleo hay dos
tipos de partículas: protones (+) y neutrones (sin carga). En la corteza están los electrones.
Conceptos de número atómico, número másico e isótopo
El número de protones de un átomo se llama número atómico (se representa por la letra Z) y
el número total de protones y neutrones en el núcleo se llama número másico (se representa
por la letra A).
Cualquier átomo de un elemento determinado tiene el mismo número atómico. Por ejemplo el
nitrógeno tiene de número atómico 7 y el oxígeno 8. Ningún átomo que tenga de número
atómico 8 puede ser de otra cosa que de oxígeno y ningún átomo de oxígeno puede tener un
número atómico diferente de 8.
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No obstante puede haber átomos de un mismo elemento que tengan diferente número másico,
se dice que son isótopos del mismo elemento.
Para representar un isótopo se hace en cualquiera de las siguientes formas:
Z
A A
Z
A A
Z
X , X, X , XZ
Donde Z corresponde al número atómico (protones) y A al número másico (protones +
neutrones).
Ejemplos de isótopos:
1
1
H ,12H ,13H , son isótopos del hidrógeno se llaman: protio, deuterio y tritio
respectivamente. En los tres el número de protones del núcleo es 1 mientras que el número de
neutrones es 0, 1 y 2 respectivamente.
Como se ve entonces los isótopos corresponden a átomos del mismo elemento, todos ellos
tienen igual número atómico (Z) pero con distinto número másico.
De casi todos los elementos tenemos ejemplos, un caso interesante es el carbono (C) que
presenta tres isótopos diferentes:
12
6
C ,136C ,146C precisamente el último es muy útil a la hora de
fijar la edad de restos arqueológicos.
Concepto de masa atómica
La masa atómica es la masa de un átomo. Obviamente, cuando medimos algo, debemos elegir
la unidad adecuada, lo decíamos en el primer tema. La unidad adecuada para medir la masa
de un átomo no es el kg ni siquiera el gramo, un átomo tiene una masa muchísimo menor que
esas unidades ¿entonces? Elegimos la unidad de masa atómica (u) que será la doceava parte
de la masa del isótopo
12
C. De esta forma se establecen las masas atómicas de los distintos
elementos.
Pero, si es así, cómo podemos explicar que el Cl tenga una masa atómica de 35,45 que no es
un número entero ni siquiera se le acerca. Pues la razón es que el cloro se presenta en dos
formas isotópicas en la naturaleza
35
Cl y
37
Cl en proporciones de 75,77% la primera y 24,23%
la segunda. Entonces la masa atómica del cloro será una media ponderada de los dos
isótopos:
75.77 × 35u + 24,23 × 37u
= 35,5u
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Bohr dibuja un nuevo modelo atómico
Nació en Copenhague. Tras doctorarse en la Universidad de Copenhague en
1911, se trasladó a Inglaterra para trabajar bajo la supervisión de E. Rutherford.
Basándose en el modelo atómico de éste y tratando de subsanar sus dificultades,
publicó su modelo, introduciendo los principios de la mecánica cuántica en los
postulados en que se basa su modelo.
En 1916, Bohr regresó a la Universidad de Copenhague, y en 1920 fue nombrado director
del Instituto de Física Teórica.
En 1922 recibió el Premio Nobel de Física por sus trabajos sobre la estructura atómica y la
radiación.
Bajo la dirección de Bohr estudió Werner Heisenberg que se tuvo relevancia en el proyecto
alemán de bomba atómica. Bohr permaneció en Dinamarca durante la primera fase de
ocupación nazi pero por su ascendencia judía tuvo que huir a suecia y luego a Londres para
evitar ser arrestado. Tuvo relación con los físicos alemanes que trabajaban bajo la dirección de
Max Planck y en la visita que Heisenberg le hizo en Copenague, no comprendía su postura en
las investigaciones sobre la fisión nuclear. Parece ser que si bien los físicos alemanes
deseaban investigar el tema a fondo la mayor parte de ellos no eran favorables a su uso en la
fabricación de la bomba atómica para usos militares.
Más tarde apoyó los intentos anglo-americanos para desarrollar armas atómicas, en la creencia
de que la bomba alemana era inminente, y trabajó en el Proyecto Manhattan.
Como tantos otros cuando terminó la guerra con el empleo de esas armas pidió el uso
exclusivo de la energía nuclear para fines pacíficos. Regresó a Copenhague, donde vivió hasta
su fallecimiento en 1962.
El elemento químico Bohrio se llamó así en su honor a este ilustre científico.
El modelo atómico de Rutherford presenta fallos importantes como el hecho de que, teniendo
en cuenta las leyes de la física clásica el electrón acabaría cayendo sobre el núcleo en un
tiempo muy corto. Ese tiempo sería tan corto que no existiría un solo átomo. Entonces Bohr
dice que si los átomos existen será porque esas leyes que predicen su fin no tienen aplicación
en este caso.
El modelo atómico de Bohr se basa en tres postulados entre los que se establece que los
electrones:
1. mientras están en una órbita estacionaria ni emiten ni absorben energía.
2. las órbitas no pueden ser cualesquiera (explica los espectros atómicos discontinuos)
tienen que ser solamente aquellas que cumplan una condición matemática y física.
3. cuando se produce un cambio de órbita, se emite o se absorbe una energía
determinada, susceptible de ser medida y que coincide con la predicha.
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Modelo atómico actual
Se considera que los electrones no siguen órbitas definidas como en los modelos anteriores.
Éstos ocupan zonas del espacio donde existe una gran probabilidad de encontrarlos. Estas
zonas son los orbitales. Respecto a la energía podemos decir que se sitúan en niveles y
subniveles de energía, siempre en orden creciente (de menor a mayor).
El estado fundamental corresponde a aquel en que los electrones están en los niveles más
bajos posibles. Dentro de cada nivel hay distintos subniveles y en cada uno de ellos se pueden
alojar un número de electrones diferente.
Nivel
1
2
3
4
-
Subnivel
s
s
p
s
p
d
s
p
d
f
Máximo de e (subnivel)
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
-
Máximo de e (nivel)
2
8
18
32
Los electrones se van colocando en los distintos niveles y subniveles de forma que van
ocupando los niveles y subniveles de energía más bajos posibles. El orden de llenado es difícil
de explicar en el curso en que estamos pero la colocación de los electrones se hace
mecánicamente siguiendo la siguiente regla (diagrama de Moeller / regla de Aufbau)
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
6f
7s
7p
8s
Los electrones que se colocan en la última capa son los electrones de valencia. Precisamente
esos electrones son los que confieren a cada elemento unas propiedades características. De
hecho los elementos que se colocan en el mismo grupo de la tabla periódica tienen la misma
configuración electrónica en la última capa.
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Configuraciones electrónicas de los veinte primeros elementos del Sistema Periódico:
[H] = 1s
1
2
[Li] = 1s 2s
1
2
[Be] = 1s 2s
2
6
1
2
2
6
2
2
2
1
[Al] = 1s 2s 2p 3s 3p
[C] = 1s 2s 2p
2
2
2
[Si] = 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
3
[P] = 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
4
[S] = 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
5
[Cl] = 1s 2s 2p 3s 3p
[N] = 1s 2s 2p
[O] = 1s 2s 2p
[F] = 1s 2s 2p
2
2
[Mg] = 1s 2s 2p 3s
[B] = 1s 2s 2p
[He] = 1s
2
[Na] = 1s 2s 2p 3s
2
2
6
[Ne] = 1s 2s 2p
2
2
6
2
1
2
2
6
2
2
2
2
6
2
3
2
2
6
2
4
2
2
6
2
5
2
2
6
2
6
[Ar] = 1s 2s 2p 3s 3p
Hay algo que llama la atención cuando vemos estos elementos. Aquellos que están en el
mismo grupo repiten la configuración electrónica de la capa más externa. Esto implica que es
ésta la que confiere propiedades químicas características de cada elemento.
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¿Los átomos de un elemento pueden transformarse en átomos de otro elemento?
Radiactividad
El descubrimiento de la radiactividad se debe a Beckerel. Estudiaba el efecto de los rayos X
sobre mineral de Uranio. En un momento determinado observó que ese mineral producía
marcas en una placa fotográfica. Colocó un trozo de metal entre el mineral y la placa viendo
que éste impedía que se produjera ninguna marca en la placa fotográfica. Más tarde estudió el
efecto de este mineral en la placa sin ser irradiado con los rayos X. Este fenómeno se
interpretó como la posible emisión de radiaciones por algo que contenía esta sustancia.
El dilema estaba servido. Fue el momento en que se une al estudio Pierre Curie que a su vez
integra en el mismo a una estudiante polaca que estaba haciendo la tesis doctoral bajo su
dirección, Maria Sklodowska. Los dos hicieron la dura tarea de remover más de una tonelada
de mineral de uranio para aislar, al cabo de muchos esfuerzos, unos miligramos de un
compuesto nuevo. Este compuesto era un cloruro de ese elemento. Al nuevo elemento, que
emitía una fuerte radiación luminosa le llamaron Radio (Ra), mas tarde descubren otro
elemento al que llaman Polonio (Po).
En reconocimiento a su trabajo reciben los tres el Premio Nobel de Física. Después sería Maria
Curie (Skloswska) casada ya con Pierre Curie la que recibe el Premio Nobel de Química.
Qué es la radiactividad
La gráfica de la izquierda representa en el eje X el número atómico y en el
eje Y el número de neutrones. En la zona que se indica los átomos son
estables y cuando la relación entre las partículas que forman el núcleo
hace que el átomo esté fuera de la zona de estabilidad trata de volver a ella
bien aumentando el número de protones o disminuyendo protones y
neutrones o de cualquier otra forma. Esto se produce por un proceso de
emisión radiactiva.
La radiactividad natural es el proceso o procesos por los que mediante
emisiones espontáneas de radiaciones unos núcleos atómicos inestables se transforman en otros con
estabilidad mayor.
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¿Cómo son las radiaciones emitidas?
Si estudiamos el efecto que tiene un campo eléctrico sobre las radiaciones emitidas por una
fuente radiactiva observamos:
1. que los rayos alfa (α) se desvía hacia el electrodo negativo
2. que los rayos beta (β) se desvían hacia el electrodo positivo
3. que la radiación gamma (γ) no sufre desviación
Esto nos lleva a concluir que las partículas α están cargadas positivamente y tienen más masa
que las β, éstas, tienen carga negativa y por último la radiación γno tiene carga.
Por otra parte se puede observar la capacidad de penetración de
las tres emisiones y se comprueba que, mientras que las
emisiones α
son
detenidas
por
un
simple
papel,
las
emisiones β tienen una capacidad de penetración mayor y son
detenidas por una lámina fina de metal. Las emisiones γ son
detenidas por un bloque de hormigón o una lámina gruesa de plomo.
¿Qué significa esto?
1.
Las
partículas α están
constituidas
por
dos
protones y dos neutrones. Cuando un núcleo emite
una partícula α su número atómico disminuye en dos
unidades y su número másico disminuye en cuatro.
2. Las partículas β son electrones. Un neutrón se transforma
en un protón y un electrón. Por eso cuando un núcleo emite
radiación β el número atómico aumenta en una unidad y el
número másico permanece constante.
3. La radiación γ es simplemente radiación electromagnética. Por esa
razón el número atómico y el número másico del núcleo que la emite
permanecen constantes.
16
posteriores
Aplicaciones de la radiactividad
14
Para determinar la edad de restos arqueológicos: se usa el método del C . Este método se
basa en determinar la proporción de este isótopo radiactivo en
restos orgánicos de un yacimiento y compararla con la
proporción del isótopo en la Naturaleza. Los seres vivos lo
incorporan a su organismo por ingestión o en la función
clorofílica si son vegetales. Una vez que el ser vivo muere deja
de incorporarlo a su organismo y como el isótopo no es estable y se va desintegrando con lo
que su proporción en el total de átomos de carbono contenidos en los restos disminuye.
Marcadores para estudiar la evolución de tumores: se fijan sobre un
ligando con afinidad hacia el órgano a estudiar con lo que permite obtener
información sobre la morfología funcionamiento de dicho órgano o tejido.
Tratamiento del cáncer: las emisiones de ciertos isótopos radiactivos se
utilizan para destruir células cancerosas sobre todo tras la intervención
quirúrgica para extirpar el tumor. Hacen un tratamiento muy localizado.
Detección de defectos de fabricación como grietas u otros sin destruir ni siquiera tener que manipular
excesivamente el producto.
Energía nuclear
Para la obtención de energía se usan las centrales nucleares
Éstas aprovechan la energía generada en la reacción nuclear de fisión para calentar el agua
del circuito de refrigeración y obtener enormes cantidades de energía.
El reactor nuclear tiene un núcleo central
1
en el que se encuentra el combustible .
Dentro de ese núcleo hay agua pesada
cuya función es hacer que los neutrones
que inciden sobre los núcleos del
combustible sean lentos. También se
1
Combustible Los reactores de fisión utilizan generalmente Uranio. El Uranio se encuentra en la naturaleza como dos
isótopos
235
U (menos del 1%) y el
238
U (más del 99%). Para poder utilizar el U como combustible, es necesario que el
235
U esté en una proporción del 2 al 5%. Esto se consigue mediante el proceso de enriquecimiento del Uranio.
1.
Extracción y purificación del Uranio (ácido sulfúrico) torta amarilla.
2.
Para enriquecer el Uranio se debe tratar químicamente para convertirlo en hexafluoruro de Uranio (UF6)
3.
Este producto se trata para obtener Uranio enriquecido.
posteriores _
17
encuentran en él las barras de grafito que sirven para absorber neutrones cuando se producen
en exceso y aumenta de forma peligrosa el calor producido en el proceso.
La reacción nuclear de fisión se produce cuando un neutrón lento
(función del agua pesada en el reactor) incide sobre un núcleo de
combustible. Generalmente en este proceso se producen dos
núcleos más pequeños y dos o tres neutrones que vuelven a
impactar sobre nuevos núcleos de combustible.
En este proceso la masa de los productos de fisión es menor que
la masa del núcleo de combustible más la masa del neutrón. Esta disminución de masa se
transforma en energía (∆E = ∆m·c ). La energía desprendida eleva la temperatura del agua
2
pesada que circula por el primer circuito de refrigeración y transfiere calor al segundo circuito
de refrigeración aislado del primero. El vapor de agua que circula en este segundo circuito
mueve las palas de una turbina y transforma la energía cinética en electricidad, como hemos
visto que se podía hacer haciendo girar una bobina de un conductor en el seno de un campo
magnético.
El uso de los reactores nucleares de fisión tienen la gran ventaja de que la energía se obtiene
de forma rápida y económica.
Sin embargo es una energía no renovable y se forman residuos radiactivos que generalmente
son difíciles de eliminar. Estos residuos son por una parte muy peligrosos y por otra muy
duraderos. Se suelen tratar para formar sales sólidas de ellos que se introducen en bidones de
acero para luego colocarlos en grandes fosas estables geológicamente o bien tirarlos en fosas
marinas envueltos en bloques de hormigón.
18
posteriores
EJERCICIOS
1. Completa la tabla siguiente indicando en cada caso las leyes que aplicas:
Todas las masas están expresadas en gramos
Nitrógeno (N2)
Hidrógeno (H2)
Amoniaco
(NH3)
14
3
6
7
2. Completa la tabla siguiente e indica qué leyes aplicas:
Oxígeno (O2)
Hidrógeno (H2)
Agua (H2O)
16
2
6
3,2
Oxígeno (O2)
Carbono (C)
Dióxido de
carbono (CO2)
16
6
3
3,2
Oxígeno (O2)
Hierro (Fe)
Monóxido de
hierro (FeO)
1,6
5,58
2,79
3,2
5. Completa la tabla siguiente:
A
Z
protones
neutrones
electrones
40
20
Ca
37
17
9
5
Cl −
Li +
14
7
N
12
6
C
6. Calcula la masa atómica del boro (B) teniendo en cuenta que sus isótopos
están en una proporción de 19,1% y 80,9% respectivamente.
10
By
11
B
7. Calcula la masa atómica del carbono (C) teniendo en cuenta que está formado por los
12
13
isótopos C y C en 98,93% y 1,07% respectivamente.
8. Escribe la configuración electrónica de los elementos que se indican a continuación:
Nitrógeno, oxígeno, aluminio, potasio, litio, calcio, magnesio, boro, berilio, fósforo,
posteriores _
19
azufre. Busca los números atómicos e indica si alguno o algunos pertenecen a los
mismos grupos en el sistema periódico.
9. Indica en qué forma evoluciona el número atómico y másico de un elemento radiactivo
de número atómico 92 y número másico 238 sabiendo que primero emite una partícula
α, el producto originado emite consecutivamente dos partículas β y una γ.

Tema 4. Elementos y compuestos. Leyes ponderales. Teoría

Transcripción

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