QUÍMICA COMÚN QC-01 MODELO ATÓMICO Imagen tomada con un microscopio de efecto túnel. Esta imagen es de aproximadamente 5 nanómetros y muestra una superficie de cobre, donde los átomos están contenidos dentro de un recinto cuántico de 48 átomos de hierro. La barrera circular del hierro tiene un radio de 71,3 Angstroms (71,3·10-10 m). Se confirma el hecho de que los electrones se comportan como ondas.© IBM AlmadenVisualizationLab 2014 Phone: 555-555-5555 Fax: 555-555-5555 E-mail: someone@example.com INTRODUCCIÓN Desde tiempos remotos el hombre ha tratado de describir el mundo que lo rodea a partir de observaciones y experimentaciones. El aire, el agua, la tierra y todo lo que conocemos y utilizamos está formado de materia. Se define materia como todo lo que ocupa un lugar en el espacio y posee masa cuantificable. El primer intento de descripción de la materia se remonta a los griegos, Aristóteles propone la existencia de los “4 elementos” (Agua, Fuego, Tierra y Aire) a partir de los cuales se formaban todas las sustancias conocidas. En esa misma época otro filósofo griego Demócrito propuso la existencia de una unidad fundamental en la materia, los átomos. Postuló, entre otras cosas, que éstos eran indivisibles e imperturbables y no podían ser creados ni destruidos. En aquel tiempo se concebíaque el átomo era la porción de materia más pequeña, sin embargo nada se conocía respecto de su conformación, composición y estructura. Debió pasar muchísimo tiempo para comprender la compleja estructura de los átomos y la química que permite unirlos formando estructuras macroscópicas. Situando una escala métrica que relacione hoy el tamaño de algunas formas de materia se puede dimensionar una idea no sólo de lo diminutas que son las partículas que lo conforman, sino del tiempo que tuvo que pasar para desarrollar la tecnología adecuada para su estudio. 2 PARTICULAS SUBATÓMICAS LOS ELECTRONES En 1879 Williams Crookes observó que en los tubos en que se había generado vacío se producían descargas eléctricas (rayos) 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. Los estudios desarrollados en esa época le permitieron concluir a Crookes que estas descargas eléctricas se conformaban de partículas diminutas con masa y gran energía cinética. Este físico no buscaba desentrañar la composición del átomo, más bien estudiaba en ese entonces, la naturaleza de la luz, sin embargo, fue precisamente este experimento el que le permitió comprender que la materia se componía esencialmente de cargas eléctricas. Modificando el tipo de gas, haciendo vacío y probando diversos diseños del tubo de descarga Crookes pudo comprobar lo siguiente: 1. El rayo generado se propagaba en línea recta (había proyección de sombra cuando se colocaban objetos en su trayectoria). 2. Calentaban los objetos con los que colisionaban (transferencia de energía) 3. Las partículas que conformaban el rayo presentaban carga eléctrica negativa (se desviaban al acercarles un imán) 4. La trayectoria del rayo era desde cátodo (-) a ánodo (+). Por tal motivo las denominó rayo catódico. 3 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, le fue imposible medir y calcular en forma exacta su masa y carga eléctrica. Sus experimentos sólo le permitieron establecer una relación entre ambas (relación carga/masa). Relación CARGA / MASA: e = -1,76·108 C /g m PROTONES Y NEUTRONES En 1886 EugenGoldstein, 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. A mediados de 1920, el científico inglés 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 tiene carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los experimentos con tubos de descarga. La partícula neutra presenta una masa similar a la del protón y se sitúa en el núcleo del átomo. 4 En el año 1932 James Chadwick, notable físico inglés, detectó esta partícula subatómica en estudios con reacciones nucleares. Las características observadas coincidieron con las mencionadas por Rutherford, de modo que el nombre de neutrón se mantuvo. Otras definiciones de interés: CATIÓN: Especie química con cargaeléctrica positiva (+). Presenta mayor cantidad de protones que electrones. Se simbolizan como X+. ANIÓN: Es una especie química con carga negativa (-). Presenta mayor cantidad de electrones que protones. Se simboliza como X-. RESUMEN ELECTRÓN PROTÓN •THOMSON: Descubre los electrones. •GOLDSTEIN: Determina su masa y carga eléctrica. •MILLIKAN: su masa eléctrica. •CARGA: +1,6·10-19 C •MASA: 1,67·10-27 Kg Determina y carga •1 u.m.a •CARGA: -1,6·10-19 C •MASA: 9,11·10-31 Kg •1/1837 u.m.a NEUTRÓN •RUTHERFORD: Postula la existencia de los neutrones. •CHADWICK: En el año 1932 descubre los neutrones bombardeando partículas alfa sobre berilio. •CARGA: 0 •MASA: 1,67·10-27 Kg •1 u.m.a 5 LOS MODELOS ATÓMICOS MAPA CONCEPTUAL RESUMIDO MODELOS ATÓMICOS Se clasifican en PRENUCLEARES NUCLEARES MODELO PLANETARIO En 1803 propuso la primerateoría, no es un modelo atómico, sino una descripción de la materia. 1910 J. DALTON (Teoría atómica) 1803 E. RUTHERFORD MODELO DE ESTADO ESTACIONARIO MODELO DE BUDIN DE PASAS 1904 1913 J.J THOMSON N. BOHR Planteó su modelo a partir de las observaciones y experimentaciones con tubos de descarga eléctrica (descubrimiento de los rayos catódicos). MODELO MECANO-CUÁNTICO 1926 E. SCHRÖDINGER 6 LA TEORÍA DE DALTON John Dalton en 1808repostuló 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: 1. La materia esta compuesta de átomos, los cuales no pueden ser creados ni destruidos. 3. Los átomos se combinan en razones de n° enteros y sencillos. Postulados de Dalton 1808 2. Los átomos de una misma sustancia son identicos. 4. Los átomos pueden combinarse en más de una razon de n° enteros y sencillos. 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. 7 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 y estudio de los rayos catódicos, se hizo necesario replantear la naturaleza del átomo siendo Thomson el primer científico en hacerlo. Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia, Thompsonideó 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, ya que, entre otras cosas, no aclaraba el comportamiento de las sustancias con carga eléctrica (iones). ELECTRONES NUBE POSITIVA APORTE FALLA Primer modelo que plantea la existencia de electrones No explicó el enlace químico ni las interacciones electrostáticas 8 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 alfa ( ), 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: 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. Resultado: Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina. El resto prácticamente no se desvió. Efectivamente el núcleo debía ser positivo, pues no sólo contenía los protones, sino que también tenía una gran densidad. 9 Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluyó que: La masa del átomo se concentra en el núcleo • puesto que sólo algunas partículas alfa (1%) fueron El núcleo del átomo es positivo •sólo algunas partículas alfa experimentaron desviación al pasar cerca de él, (cargas de igual signo se repelen). La mayor parte del átomo es espacio vacío El núcleo es 100.000 veces más pequeño que el átomo repelidas cuando chocaron con algo sólido (núcleo del átomo). •Casi la totalidad de las partículas alfa atraviesaron la lámina sin experimentar desviación. •Esta gran desproporción explica la escasa desviación que experimentaron algunas partículas alfa. Los electrones deben estar en •NO interfierieron en el paso de las partículas alfa, tampoco fueron atrapados por el núcleo. continuo movimiento Rutherford postuló, además que el núcleo debía contener otra partícula, además de los protones, cuya influencia nuclear sólo era en masa y por lo tanto, no debía tener carga eléctrica. En esa fecha los físicos opositores a Rutherford le plantearon ciertas inconsistencias respecto a la energía del electrón y su interacción con el núcleo, en efecto, era imposible pensar que la trayectoria fija alrededor del núcleo no tuviese relación alguna con su energía ni con la atracción entre cargas eléctricas opuestas. En otras palabras, el modelo planetario no aclaraba la enorme cantidad de energía gastada por el electrón en su trayectoria alrededor del núcleo sin costo ni cambio en su órbita circular. Para llegar a la verdad fue necesario modificar mucho más que algunos cálculos teóricos. FUE EL PRIMER MODELO ÁTOMICO QUE PROPUSO LA EXISTENCIA DEL NÚCLEO EN EL ÁTOMO. FALLA APORTE Resumen del modelo planetario DESCRIBIÓ CORRECTAMENTE LA UBICACIÓN DE ELECTRONES Y PROTONES EN EL ÁTOMO 10 NO EXPLICÓ LA INTERACCIÓN ELECTRÓN-NÚCLEO. PARA LA FÍSICA CLÁSICA LA ATRACCIÓN ENTRE ELECTRÓN Y NÚCLEO PROVOCARÍA UN COLAPSO DEL ÁTOMO. EL MODELO NO ACLARÓ LA PÉRDIDA DE ENERGÍA DEL ELECTRÓN AL ORBITAR ALREDEDOR DEL NÚCLEO 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. Mientras que por el otro, la física de Maxwell se alejaba de los conceptos planteados por Newton en fenómenos tan discordantes como la energía de la luz y su comportamiento. Se aceptaba la idea de que para objetos de tamaño considerable los postulados clásicos de Newton eran correctos e indudables, sin embargo aplicada esta física en condiciones extremas (mucha temperatura o tamaño despreciable) los resultados experimentales no coincidían con lo esperado. En lo que respecta al comportamiento de la luz la controversia era insalvable, pues si ésta se componía de partículas con carga eléctrica, era imposible tratarlas como ondas. En este escenario, en 1900 Max Planck explicó el fenómeno y con ello sentaron las bases para el nacimiento de la “la física cuántica”. Según ésta, un cuerpo (un electrón por ejemplo) puede absorber o emitir energía en forma discontinua (algo bastante imposible de acuerdo con la mecánica clásica), es por esta razón que no es posible analizarlo con la óptica de los postulados Newtonianos. El electrón puede absorber esta energía, en paquetes o cantidades definidas que denominó “cuantos”. Duramente criticada en su época, hoy se asume con propiedad la veracidad de esta teoría. Según Niels Bohr: 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 u otras radiaciones electromagnéticas específicas. APORTE FALLA •Describio la relación entre los espectros de emisión y los niveles de energía en los que se ubican los electrones. •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 (2n2). 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. •Utilizó la cuantización de la energía como concepto fundamental para describir la trayectoria y posición en otrno al núcleo. 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 · 12 = 2 electrones n = 2 2 · 22 = 8 electrones n = 3 2 · 32 = 18 electrones n = 4 2 · 42 = 32 electrones 12 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. Erwin Schrödinger Werner Heisenberg 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. En 1924 el físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo probabilidades. el electrón tiene haz de electrones de entonces los en términos de 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. 13 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. La resolución de este modelo de números cuánticos condujo como primera aproximación a la deducción de la configuración electrónica para los átomos. 14 MAPA CONCEPTUAL MATERIA Todo lo que ocupa un lugar en el espacio y posee masa. Compuesta de Explican fenómenos eléctricos, leyes de los gases y reacciones químicas. ÁTOMO ESTRUCTURA ATÓMICA MODELOS ATÓMICOS Se compone de Se clasifican en ORBITALES NÚCLEO NUCLEARES PRENUCLEARES Se ubican los Formado por ELECTRONES PROTONES DALTON (Teoría Atómica) RUTHERFORD THOMSON BOHR SCHRÖDINGER 15 NEUTRONES Pregunta Oficial PSU Cuando un átomo de sodio de convierte en catión, A) B) C) D) E) cede un electrón. capta un electrón. capta un protón. capta un protón y un electrón. capta un protón y cede un electrón. RESOLUCIÓN Un átomo está formado, fundamentalmente, por tres partículas: protones, electrones y neutrones. Tanto los protones como los neutrones se encuentran en el núcleo, mientras que los electrones giran alrededor de éste. Si el átomo ganara o perdiera protones, como aparece en las opciones C), D) y E), estaríamos frente a una reacción nuclear con transmutación de elementos, y en ningún caso ante la formación de un catión. Un ion es una especie cargada que se produce por ganancia o pérdida de electrones, sin cambio en la cantidad de protones del núcleo. Si el número de protones y electrones es el mismo, se trata de un átomo neutro. Si se ha formado un ion positivo (catión), significa que el átomo ha cedido uno o más electrones. Por el contrario, si el átomo ha capturado electrones, se transforma en un ion negativo o anión. De acuerdo a lo anterior, la opción correcta es la A), ya que un catión se forma por la pérdida de electrones. Ejemplo en la pregunta: (formación del catión sodio con pérdida de 1 electrón) Na Na+1 +1e 16 TEST EVALUACIÓN 1. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es la única incorrecta respecto de los protones? A) B) C) D) E) Son partículas con carga eléctrica positiva Presentan masa similar a la del neutrón Son repelidas por un campo eléctrico positivo Se ubican junto a los neutrones en el núcleo del átomo los protones se componen de un neutrón y un electrón 2. Considerando las partículas que conforman al átomo, es correcto afirmar que A) B) C) D) E) protones y neutrones presentan la misma carga eléctrica. protones y neutrones se ubican en el núcleo del átomo. electrones y neutrones tienen masas similares. los rayos catódicos corresponden a un flujo de protones. el neutrón es unas 1800 veces más liviano que un protón. 3. Respecto de las especies químicas llamadas aniones se puede afirmar correctamente que A) B) C) D) E) en un campo eléctrico se dirigen al polo negativo. no presentan carga eléctrica ni masa. son partículas con carga eléctrica positiva. son átomos o especies químicas con más electrones que protones. corresponden a partículas con masa pequeña y exceso de protones. 4. Respecto a los rayos catódicos es correcto afirmar que I) II) III) A) B) C) D) E) se propagan en línea recta a la velocidad de la luz. viajan desde el cátodo en dirección al ánodo. presentan masa y energía cinética. Solo I. Solo II. Solo I y II. Solo I y III. I, II y III. 17 5. A partir del modelo atómico siguiente para un átomo, es correcto afirmar que A) B) C) D) E) se trata de un anión. presenta 6 partículas en el núcleo. posee dos niveles de energía con electrones. hay más protones que electrones, por lo tanto es un catión. La cantidad de protones y neutrones en el núcleo es la misma. 6. En un tubo de descarga eléctrica al electrodo negativo se le denomina A) B) C) D) E) cátodo. anión. ánodo. catión. positrón. 7. Si una especie química cualquiera presenta 7 protones, 4 neutrones y 8 electrones, entonces es correctoafirmar que I) II) III) A) B) C) D) E) se comporta como un anión. presenta 11 partículas en el núcleo. sólo 7 partículas tienen carga eléctrica negativa. Solo I. Solo II. Solo I y II. Solo I y III. I, II y III. 8. “Un elemento químico presenta igual cantidad de protones y neutrones y entre ambas partículas suman 12 unidades”. Considerando el enunciado anterior, es INCORRECTO afirmar que el elemento I) II) III) A) B) C) D) E) tiene 12 electrones. presenta 6 protones en el núcleo. el elemento tienen en total 18 partículas. Solo I. Solo II. Solo I y III. Solo II y III. I, II y III. 18 9. Los experimentos realizados por Rutherford le permitieron comprobar que el átomo A) B) C) D) E) posee niveles de energía con electrones. tiene un núcleo con carga eléctrica positiva. está sujeto al principio de incertidumbre. puede contener electrones dentro del núcleo. posee electrones con la misma carga eléctrica que el protón. 10. Un orbital atómico es A) B) C) D) E) la trayectoria fija de un electrón. una zona del espacio donde se detienen los protones. la zona del espacio más probable donde encontrar a un electrón. una función matemática que explica la distancia del electrón al núcleo. la máxima probabilidad donde situar al núcleo de un átomo. 11. De acuerdo con el modelo atómico de Niels Bohr si un electrón se aleja del núcleo ocurriría A) B) C) D) E) aniquilación. emisión de energía. fisión nuclear. absorción de energía. transmutación en el átomo. 12. De acuerdo con el modelo “de estado estacionario” planteado por Bohr, en el 2º nivel de energía inmediato al núcleo hay capacidad para A) 2 electrones. B) 4 electrones. C) 18 electrones. D) 10 electrones. E) 8 electrones. 13. Si un átomo sólo posee electrones en los 3 primeros niveles de energía, entonces la cantidad máxima de ellos que podría tener sería A) B) C) D) E) 8 10 18 20 30 19 14. Considere el siguiente modelo atómico 7n 8+ Del análisis es correcto afirmar que I) II) III) A) B) C) D) E) en el nivel de mayor energía hay 2 electrones. el núcleo no presenta carga eléctrica. hay 6 electrones con la misma energía. Solo I. Solo III. Solo I y II. Solo II y III. I, II y III. 15. Para que un átomo se considere eléctricamente neutro debe cumplirse que A) B) C) D) E) siempre debe tener neutrones. el número de electrones o protones debe ser par. la suma de electrones y neutrones debe ser menor a 20. la cantidad de protones y electrones debe ser igual. no puede tener más de 10 neutrones en el núcleo. DMCA-QC01 Puedes complementar los contenidos de esta guía visitando nuestra Web http://www.pedrodevaldivia.cl/ 20
