Envoltura (electrones) Núcleo (protones y neutrones) Colegio

Envoltura (electrones) Núcleo (protones y neutrones) Colegio

Colegio Alberto Pérez – Institución Teresiana Departamento de Ciencias – Química Profesora Caterina González Poblete EL ÁTOMO Núcleo Envoltura (electrones) (protones y neutrones) El átomo, como lo conocemos actualmente está formado por un núcleo y una envoltura. El núcleo es donde se encuentran los protones y neutrones. En la envoltura, alrededor del núcleo, se encuentran los electrones. Tanto los electrones como los protones y neutrones se denominan partículas subtatómicas. La caracterización de estas partículas es la siguiente: Partícula subatómica Símbolo Carga eléctrica (C) Masa (g) Protón 𝑝 ! + 1,6 * 10-­‐19 1,67 * 10-­‐24 Electrón 𝑒 -­‐ 1,6 * 10-­‐19 9,11 * 10-­‐28 Neutrón 𝑛! 0 1,67 * 10-­‐24 TÉRMINOS EN TEORÍA ATÓMICA Número atómico (Z) Corresponde al número de protones que posee el núcleo de un átomo y es lo que identifica un elemento (RECUERDEN: COMO EL RUT DE CADA ELEMENTO). En un átomo neutro la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones, por lo tanto en ese tipo de átomos, Z, también representa el número de electrones. Número másico (A) Es igual a la suma de protones y neutrones que existen en un átomo. Elemento químico Es el conjunto de todos los átomos con el mismo número atómico (Z). La notación general para un elemento es la siguiente: !
!𝑋 donde A es el número másico y Z es el número atómico. Completa la siguiente tabla Átomo/ion Número Número atómico (Z) másico (A) Ca Protones (𝑝 ! ) Electrones (𝑒) Neutrones (𝑛! ) Comportamiento químico (neutro, anión y catión) 20 20 10 12 8 16 N 14 7 Neutro -­‐
9 10 + 2 4 +2
Mg O
-­‐2 F Li
Tipos de átomos Isótopos Son aquellos átomos que presentan igual número atómico (Z) pero distinto número másico (A). Se establecen en átomos del mismo elemento. Ejemplo: 𝟏𝟓
𝟏𝟔
𝟏𝟕
𝟖𝑂 𝟖𝑂 𝟖𝑂 Isóbaros Son aquellos átomos que presentan igual número másico (A) y distinto número atómico (Z) Ejemplo: !"
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!𝐶 !𝑁 Isótonos Son átomos que presentan distinto número másico (A) y distinto número atómico (Z), pero tienen igual número de neutrones Ejemplo: !!
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!𝐵 !𝐶 MODELOS ATÓMICOS Dalton y las ideas de Demócrito John Dalton presenta una teoría atómica con la que se inicia el estudio del átomo. Se basa en las ideas que había presentado Demócrito en la antigua Grecia. Esta teoría la desarrolló entre los años 1803 y 1808. El esquema que presentó era simple, enunciando 3 postulados: 1. Cada elemento químico se compone de partículas muy pequeñas e indivisibles, llamadas átomos. En todos los procesos químicos, el número de átomos permanece constante, es decir, no cambia en el transcurso de la reacción. Esto confirma la ley de Conservación de la Materia de Lavoisier ya que Dalton dice que las reacciones químicas son sólo reordenamientos, separaciones y combinaciones de átomos y que el número de estos tiene que ser igual al comienzo y al final de la reacción. 2. Todos los átomos de un elemento dado tienen masa y propiedades iguales, pero son distintos de los átomos de los demás elementos. 3. En los compuestos químicos (sustancias formadas por más de un elemento), los átomos de elementos diferentes están unidos entre sí en proporciones numéricas simples (números enteros y positivos). Esta teoría ayuda a explicar lo que es el átomo. Pero no fue capaz de explicar muchos fenómenos, que se estaban produciendo en la época, que hacían intuir la naturaleza eléctrica del átomo, como por ejemplo: - La conducción eléctrica a través de soluciones y gases. - Descubrimiento de los rayos X. - Los fenómenos de radiactividad. Es por esto que se siguió investigando para poder explicar dichos fenómenos. El modelo atómico de Thomson Este modelo es enunciado en el año 1897. Thomson experimentó con el tubo de descarga, el que inventó Robert Crookes. Este tubo está compuesto por un tubo de vidrio al vacío (sin aire en su interior) y por dos electrodos metálicos: un ánodo (parte positiva) y un cátodo (parte negativa). Estos electrodos están conectados a una fuente de poder (pila o batería). Cuando se accionaba el tubo, un haz de luz salía desde el polo negativo hacia el polo positivo, es decir, desde el cátodo hacia el ánodo. Por esta razón, Thomson los bautizó como Rayos Catódicos. Thomson también descubrió que si rodeaba el tubo de descarga con un campo magnético y uno eléctrico, los rayos se desviaban hacia el polo positivo. Es por esto, que llegó a la conclusión de que los rayos tenían carga negativa. También determinó que los rayos tenían masa y logró descubrir la relación carga – masa del electrón, que es la siguiente: !"#!"
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= 1,76 * 108 c/g donde c representa la unidad de carga que es el Coulomb y g la unidad de masa, gramos. Este valor de la relación carga – masa resultó independiente de la naturaleza del átomo que se utilizara, por lo que se llegó a la conclusión que la naturaleza de los rayos no cambiaba sino que sólo lo hacía la cantidad que había en cada átomo. Finalmente enunció el siguiente modelo: “el átomo es una esfera de carga positiva en donde los electrones estarían incrustados y pueden ser extraídos”. Este modelo se conoce como el “budín de pasas”, “queque inglés”, queque con pasas”, entre otros. En 1908, Robert Millikan, luego de muchos intentos experimentales, tratando de hacer levitar una gota de aceite dentro de un tambor, por medio de un campo eléctrico, logra descubrir la carga del electrón (C = 1,6 * 10-­‐
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c). Al conocer la relación carga – masa y ahora la carga del electrón, despejando una ecuación simple se pudo obtener la masa del electrón (m = 9,11 * 10-­‐28 g). Haciendo una modificación al cátodo del tubo de descarga, Eugen Goldstein, logra observar un rayo que se desviaba hacia el polo negativo cuando estaba bajo la influencia de campos eléctricos y magnéticos, por lo tanto, presentaban carga positiva. Los rayos provenían desde el cátodo y viajaba hacia el ánodo, por lo que Goldstein los bautiza como Rayos Canales. Rutherford y el modelo planetario Ernest Rutherford logra descubrir, a través de estudios experimentales, cual es esa partícula positiva que Goldstein había descrito. Con el fin de destacar el hecho la nombra Protón. Además descubre que su masa es 1836 veces más grande que la del electrón, descubriendo que el valor era 1,67 * 10-­‐24 g. Así, Rutherford inicia su estudio del átomo, ocupando para ello partículas alfa. Estas fueron proyectadas sobre láminas muy delgadas de metales (oro, plata, magnesio, entre otros). Lo que se descubrió en las anotaciones de este científico fue lo siguiente: “de todas las partículas alfa proyectadas, la gran mayoría pasó sin problemas, pero otras sufrieron desviación”. Por esto, Rutherford sugirió que el átomo no podía ser una estructura compacta como decía Thomson. Así, comprobó que la mayor parte de la masa del átomo está al centro, a esta zona la llamó núcleo, el cual estaba formado por protones y a su alrededor se encontraban girando los electrones separados por una distancia tal, que las partículas alfa pasaban sin problemas. Así plantea su conocido modelo planetario, debido a la semejanza del modelo con el sistema solar. Rutherford, supone la existencia de una partícula neutra en el núcleo, pero no lo demuestra. El que si lo comprueba este supuesto es James Chadwick, quien descubrió que en el núcleo había una partícula con carga cero y que poseía una masa igual a la del protón. Esta partícula es el neutrón. Con todo esto se demuestra que el átomo no es la partícula más pequeña, sino que existen partículas subatómicas (protón, neutrón y electrón). Modelo atómico de Böhr Niels Böhr propone otra mejora al modelo planetario argumentando lo siguiente: “dado que estamos en presencia de partículas, las cuales presentan carga eléctrica, necesariamente debe producirse una atracción entre ellas”. Basándonos en este argumento podemos decir que el núcleo ejercerá una atracción sobre el electrón, a tal punto que éste último podría colisionar con el núcleo y como consecuencia de esta colisión destruir el átomo. Esto no puede ser porque sabemos, por la ley de Lavoisier, que “la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”, el átomo es eterno y en eso no hay discusión. Böhr ocupó los planteamientos de la física clásica para argumentar que el núcleo y el electrón no se atrajeran. Supuso que existía una relación de equilibrio entre la fuerza centrípeta (empuja al electrón hacia afuera, alejándolo del núcleo) y la fuerza eléctrica de atracción (atrae al electrón hacia el núcleo). Después de un desarrollo matemático, enunció los siguientes postulados: 1. Existen niveles de energía permitidos, que van desde n igual a 1 hasta infinito. 2. Hay órbitas estacionarias en las cuales se mueve el electrón. No se manifiesta energía en esas órbitas. 3. El electrón podrá saltar de un nivel a otro de energía, sólo si se entrega un cuantum (cantidad determinada) de energía, expresado en valores enteros y no en fracciones. 4. Cuando el electrón pasa de un nivel menor a uno mayor, el proceso se llama absorción. En cambio cuando pasa de un nivel mayor a uno menor, el proceso se llama emisión. 5. Para que ocurra este salto entre los niveles se deberá aplicar una diferencia de energía tal que concuerde con la diferencia energética que existe entre los niveles. Los estudios realizados por Böhr fueron aplicables sólo al átomo de hidrógeno, para el resto de los elementos de la tabla periódica este modelo no funcionó. Esto ocurrió porque Böhr consideraba que el átomo era plano, pero como sabemos el átomo tiene volumen. Modelo mecánico – cuántico Este modelo es la explicación actual sobre el comportamiento del átomo. Fue desarrollado entre los años 1924 y 1927. El que empezó a pensar este modelo fue Louis de Broglie, quien intuyó que los electrones deben tener el comportamiento de una onda. Esta suposición de de Broglie fue demostrada en 1927. Lo que esto implica es que el electrón tiene la particular condición de ser onda y partícula a la vez. Por esta razón, no se puede determinar con exactitud y simultáneamente la posición y la velocidad de esta partícula subatómica (Principio de incertidumbre de Heisenberg, 1927) Dado que el electrón es una partícula que se tienen propiedades de onda, su movimiento pudo ser descrito por una ecuación de onda, que fue postulada por Erwin Schrödinger, en 1926. La resolución de esta ecuación para el átomo de hidrógeno se pudieron extender al resto de los elementos con éxito. Terminos pareados. Relaciona los términos de la columna A con la columna B Determina el número de protones, electrones y neutrones de los siguientes átomos o iones. a) Be +
b) K c) C +3
d) Al e) Ne -­‐2
f) S