I. E. S. Gamonares (Lopera –Jaén) Departamento de Ciencias Naturales

TEMA 4. ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. PRIMERAS IDEAS SOBRE LA MATERIA. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1.1. Las primeras teorías atomistas En el s. IV a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia, de forma que si dividíamos muchas veces cualquier materia llegaríamos a una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas pares indivisibles de materia con el nombre de átomo, término que en griego significaba “que no se puede dividir” Sin embargo, Aristóteles rechazó la teoría atomista y estableció que la materia estaba formada por cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego. Esta teoría se llamó continuista. Gracias al prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad durante más de 2 000 años.

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1.2. Teoría atómica de Dalton En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y Demócrito pero basándose en una serie de experiencias científicas. La teoría atómica de Dalton se basaba en los siguientes enunciados: 1. Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2. Los átomos de un mismo elemento químico son iguales entre sí. Para Dalton, cada elemento está formado una clase de átomos, distinto en sus propiedades a los átomos de los demás elementos y, justamente, es esta distinción lo que separa un elemento de otro y los hace diferentes. Así, asignó a cada elemento conocido un símbolo distinto, su símbolo químico que con posterioridad ha ido cambiando hasta llegar a los modernos símbolos químicos actuales.

3. Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos entre sí.

Los átomos de hidrógeno son iguales entre sí y los de oxígeno también entre sí en todas sus propiedades: masa, forma, tamaño, etc.,, pero un átomo de oxígeno no es igual a uno de hidrógeno.

4. Es imposible crear o destruir átomos. 5. Los átomos pueden combinarse entre sí en proporciones numéricas sencillas dando lugar a los llamados “átomos compuestos” Así, TODOS LOS ELEMENTOS GASEOSOS, a excepción de los Gases Nobles, son DIATÓMMICOS, es decir, sus moléculas están formadas por la unión de dos átomos iguales. En el caso de los gases nobles, las moléculas son MONOATÓMICAS.

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2. ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS 2.1. El átomo es divisible: el descubrimiento del electrón A comienzos del siglo XIX se presentaba la siguiente situación: -

Dalton había demostrado que la materia estaba formada por átomos. Existían experiencias de fenómenos eléctricos que demostraban que la materia podía ganar o perder cargas eléctricas.

Por tanto, esas cargas eléctricas debían de estar de alguna forma en el interior de los átomos. Si esto era cierto, la teoría atómica de Dalton era errónea, ya que decía que los átomos eran indivisibles e inalterables. Debido a que no podría verse los átomos, se realizaron experimentos con tubos de descarga o tubos de rayos catódicos y así, de esta manera, se observaron hechos que permitieron descubrir las partículas subatómicas del interior del átomo. El físico J.J. Thomson en 1897 realizó varias experiencias con diferentes gases, observando que se emitían unos rayos desde el polo negativo al positivo que denominó por esto rayos catódicos. Al estudiar las partículas que formaban estos rayos se observó que eran las mismas siempre, independientemente del gas que se encerrase en el interior del tubo. Por tanto, en el interior de los átomos existían una o más partículas con carga negativa –ya que se dirigían hacia la placa positiva- que llamó electrones, recordando a la palabra ámbar. ¿Quieres ver la experiencia de J.J. Thonsom con los tubos de descarga? Ve a la página http://www.bioygeo.info/Animaciones/catodico.swf y aplica un campo. 2.2. El descubrimiento de los Rayos X La historia de los rayos X comienza con los experimentos del científico británico William Crookes, que investigó en el siglo XIX los efectos de ciertos gases al aplicarles descargas de energía en los llamados tubos de Crookes, observando que al estar cerca de placas fotográficas, generaba en las mismas algunas imágenes borrosas. Pese al descubrimiento, Crookes no continuó investigando este efecto. Pero hasta el 8 de noviembre de 1895 no se descubrieron los rayos X; el físico Wilhelm Conrad Röntgen, realizó experimentos con los tubos de Crookes. Al conectar su equipo por última vez, llegada la noche, se sorprendió al ver un débil resplandor amarillo-verdoso a lo lejos y observó que los rayos atravesaban grandes capas de papel e incluso metales menos densos que el plomo. Además comprobó que dichos rayos velaban las placas fotográficas.

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(CONRAD, 2009). Placa de rayos X de Berta El 22 de diciembre, un día memorable, se decide a practicar la primera prueba con humanos Los huesos de la mano de Berta, con el anillo flotando sobre estos: la primera imagen radiográfica del cuerpo humano. El descubridor de estos tipos de rayos tuvo también la idea del nombre. Los llamó "rayos incógnita", o lo que es lo mismo: "rayos X" porque no sabía que eran, ni cómo eran provocados. Rayos desconocidos, un nombre que les da un sentido histórico. De ahí que muchos años después, pese a los descubrimientos sobre la naturaleza del fenómeno, se decidió que conservaran ese nombre. 2.3. Radiactividad natural La radiactividad fue descubierta en 1896 por el químico francés Becquerel durante sus estudios sobre la fluorescencia. Un cuidadoso estudio emprendido por Becquerel y otros científicos, entre ellos los Curie, Joliot, Soddy, Rutherford, Chadwick y Geiger, reveló que cierto número de elementos químicos pesados (muchos de ellos no descubiertos antes a causa de su rareza) parecían ser interiormente inestables y daban a origen a radiaciones penetrantes. Este fenómeno totalmente distinto de cualquier otro estudiado hasta entonces, recibió el nombre de radiactividad, y el proceso de transformación fue llamado desintegración radiactiva. El estudio del nuevo fenómeno y su desarrollo posterior se debe casi exclusivamente al matrimonio Curie. La intensidad de la radiación emitida era proporcional a la cantidad de uranio presente, por lo que dedujo Marie Curie que la radiactividad era una propiedad atómica. El fenómeno de la radiactividad se origina exclusivamente en el núcleo de los átomos radiactivos. a) Tipos de radiactividad Hay tres tipos de emisiones radiactivas por parte de los átomos para estabilizarse: 1. Partículas α (alfa): son núcleos de Helio (cationes) muy poco penetrantes ya que no atraviesan ni siquiera una hoja de papel. 2. Partículas β (beta): son electrones (partículas negativas), que no atraviesan una hoja lámina de plomo de 1 mm de espesor. ¡¡¡Cuidado!!! Estos electrones no proceden de la corteza del átomo sino del núcleo por un proceso muy curioso en el que un neutrón del mismo se transforma en un protón, un electrón y otra partícula llamada neutrino. 3. Partícula γ (gamma): es la emisión de radiación en forma de energía. Es la más peligrosa y penetrante, necesitándose una lámina de 15 cm de espesor de hierro para pararla. b) Aplicaciones de la radiactividad 1. Para determinar la edad de restos arqueológicos a través del estudio del Carbono-14 en los restos arqueológicos de seres vivos encontrados. 2. Aplicaciones médicas: como para el tratamiento contra el cáncer, en el que se usan las emisiones de ciertos elementos radiactivos para destruir células cancerosas, sobre todo tras la intervención quirúrgica para extirpar el tumor. Hacen un tratamiento muy localizado. 3. Detección de defectos de fabricación como grietas u otros sin destruir ni siquiera tener que manipular excesivamente el producto. 4. Obtención de energía en las centrales nucleares a través de los procesos de fisión nuclear. Estos reactores tienen la gran ventaja de producir energía eléctrica de forma rápida y económica. La gran desventaja es la producción de residuos radiactivos que, generalmente, son difíciles de eliminar. Estos residuos son muy peligrosos y, además, muy duraderos.

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5. Para fines militares, con nefastas consecuencias. Durante la 2ª Guerra Mundial se crearon las primeras bombas atómicas de la historia por parte de EE.UU. a través de su famoso Proyecto Manhattan, donde los más ilustres científicos del momento exploraron sobre la energía atómica, creando el arma más destructiva de la historia. El 6 de agosto de 1945 la primera bomba atómica aniquiló la ciudad de Hiroshima. A las 8:15, el bombardero B-29 estadounidense, “Enola Gay”, al mando del piloto Paul W. Tibblets, lanzó sobre Hiroshima la "Little Boy," nombre en clave de la bomba de uranio. Un ruido ensordecedor marcó el instante de la explosión, seguido de un resplandor que iluminó el cielo, matando de manera inmediata alrededor de 70.000 personas y dejando una cantidad similar de heridos. El 9 de agosto, el gobierno de Estados Unidos decidió lanzar una segunda bomba sobre el territorio japonés “Fat Man”: esta vez era el turno de Nagasaki, localidad portuaria del sudoeste del país del sol naciente. Durante la mañana de ese día jueves, el Bock’s Car, un solitario bombardero B-29 de la fuerza aérea estadounidense, dejó caer sobre Nagasaki un proyectil atómico equivalente en potencia explosiva a 22 mil toneladas de dinamita. Pocos segundos después y a unos 500 metros antes de tocar suelo, la gran nube mortal del hongo atómico se dejó ver a cientos de kilómetros. Su terrible y a unos 500 metros antes de tocar suelo, la gran nube mortal del hongo consecuencia fue que alrededor de 150.000 personas, de las 275.000 que habitaban la ciudad, murieron inmediatamente o quedaron gravemente lesionadas. Por su parte, la infraestructura de la ciudad de Nagasaki quedó con más del 40% en estado de destrucción, pues buena parte de sus construcciones no pudieron resistir la presión que se generó bajo el manto radiactivo de la bomba. Desde entonces, Estados Unidos, la Unión Soviética, Reino Unido, Francia, China, India, Pakistán y Corea del Norte han detonado más de 2.400 armas nucleares en el planeta, ya sea en la atmósfera, bajo tierra o bajo el agua. En este mapa tenéis señaladas las explosiones que se han producido hasta la fecha:

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c) Los residuos radiactivos La industria nuclear considera residuo radiactivo a cualquier material que contiene sustancias radiactivas en concentraciones superiores a las permitidas por la legislación y que no tienen previsto ningún uso. En España se les clasifica por un lado los de baja y media actividad y los de alta por otra. a) Baja y media actividad: proceden de la minería y de instalaciones nucleares y radiactivas. Son menos peligrosos que los de alta actividad pero más voluminosos. Aunque algunos de ellos se generan en instalaciones médicas como por aparatos de rayos X, de radioterapia…; la gran mayoría proceden de guantes, ropa, herramientas, etc, que hayan estado en contacto con material altamente radiactivo. b) Alta actividad: constituyen solo el 1% del total, pero contienen el 95% de la radiactividad generada. Son el combustible gastado de las centrales nucleares. Son los más peligrosos además de poseer una vida más larga, emitiendo radiaciones durante miles y miles de años. En España estos residuos provienen de nueve centrales nucleares que producen el 33% de la electricidad del país y de cerca de 600 hospitales y centros de investigación. En total, algo más de 2.000 toneladas anuales de residuos. Los de baja y media actividad, procedentes de aplicaciones no energéticas, se almacenan en el vertedero nuclear de El Cabril (Córdoba). Para el resto, para los residuos de alta actividad (aquellos cuya actividad perdura durante cientos de años), el Gobierno construirá el Almacén Temporal Centralizado (ATC) en el municipio de Villar de Cañas (Cuenca), que albergará los residuos radiactivos procedentes de las centrales nucleares, fundamentalmente el combustible gastado en esas instalaciones. Mientras, esos residuos de alta actividad están acumulados en las "piscinas" de las propias centrales, y temporalmente en Francia, país al que España abona unos 60.000 euros diarios por el almacenaje temporal de los mismos. d) Peligros de la radiactividad La radiación que emanan los materiales radiactivos puede dañar los organismos vivos. El daño producido al cuerpo humano por todo tipo de radiaciones se mide con una magnitud denominada dosis de radiación. Un sievert (Sv) es la unidad que mide esa dosis de radiación. Un nivel no nocivo de radiación sobre un individuo puede ser 2 ó 3 milisieverts. Exponer a un cuerpo entero a un nivel de 3 a 5 sieverts le causaría la muerte. En tratamientos de radioterapia -que consiste en radiar un tejido o tumor para destruirlo- se irradian dosis muy superiores que pueden incluso alcanzar los 70-80 sieverts. Al ser acciones muy localizadas sobre zonas concretas del cuerpo los pacientes no sufren las consecuencias de la radiación. No toda la radiactividad a la que estás expuesto procede de procesos artificiales como puedes ver en este gráfico. Nota: 1 Sv = 100 rem

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3. LA NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA Ya los antiguos Griegos constataron que al frotar cuero con diversas sustancias como el ámbar provocaban que éste pudiera atraer objetos ligeros como el cabello humano. Así, por ejemplo Tales de Mileto hacia el año 600 a.C. frotó una resina de ámbar con piel de gato y consiguió atraer con ella unos trozos de pluma. Por esta razón se le dio a estos efectos el nombre de electricidad, que deriva de la palabra elektron (ηλεκτρον) que es la palabra griega para designar el ámbar. Este proceso de "cargar" un objeto por frotamiento fue denominado electrización. Las primeras aproximaciones científicas al concepto de electricidad se produjeron a principios del siglo XVIII, cuando era común las experiencias con fenómenos eléctricos dirigidas a las clases más pudientes. En ellas, con la ayuda de dispositivos acumuladores de carga como las botellas de Leyden, similar a la que puedes observar en la figura, se obtenían diferencias de potencial suficientemente altas como para conseguir desmayar a una persona. Fue Charles François Du Fay (1698- 1739) quien, mediante sus experiencias descubrió la existencia de dos clases de electricidad que denominó vítrea y resinosa respectivamente, correspondientes a los dos tipos de comportamiento de la materia cuando sufre un proceso de electrización. Asimismo distinguió entre conductores y aislantes y puso de manifiesto la repulsión entre cuerpos cargados de electricidad del mismo signo. Más tarde Benjamin Franklin (1706 – 1790) consideró la electricidad como un único tipo de fluido invisible presente en toda la materia, estableciendo que el hecho de frotar superficies aislantes transfería este fluido de un objeto a otro, constituyendo este movimiento lo que él denominó corriente eléctrica. Imagen J.H. Gordon

De forma análoga supuso que cuando la materia contenía poco de este fluido se encontraba cargada negativamente, mientras que si la poseía en exceso se encontraba cargada positivamente. Así, identificó el término positivo con el tipo de carga adquirido al frotar con cuero una varilla de vidrio (electricidad vítrea) y como negativo el adquirido al frotar con cuero un trozo de ámbar.

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3.1 La electrificación Comencemos por definir de qué estamos hablando. La electricidad estática es la acumulación de cargas en la superficie de un material. Así de sencillo. Ojo, no confundir con la electricidad, más general, que es lo que hace que podamos ver la televisión, que puedas leer esta entrada en tu ordenador, o que por las noches tengas luz. Los materiales pueden ser: conductores (permiten el paso de la corriente sin apenas dificultad), cualquier metal nos puede servir de ejemplo, como el cobre de los cables; semiconductores, cuando sólo lo hacen en determinadas condiciones (dependiendo de factores como la temperatura, el campo magnético, etc), como es el caso del silicio; y aislantes, cuando no permiten el paso de la corriente, como por ejemplo el plástico que recubre los cables por donde circula la electricidad. También existen los superconductores, aquellos que en determinadas condiciones no oponen resistencia al paso de la electricidad. A. Electrización por frotamiento. Cuando frotamos un material neutro con otro (obvio, ¿verdad?) haciendo que la energía que se produce al frotar, se emplee en mover electrones de un material a otro (esto es lo que sucede cuando frotamos un bolígrafo contra nuestra manga, por ejemplo). El material que gana los electrones adquiere carga negativa; y el que los pierde, positiva. Como recordaréis de vuestras clases de ciencias, cargas iguales se repelen y cargas opuestas se atraen, así que estos dos materiales se van a atraer entre sí, al tener cargas opuestas. B. Electrización por contacto. Cuando ya existe un material cargado, que pondremos en contacto con otro material neutro. Pongamos que el material esté cargado negativamente, es decir, tiene demasiados electrones. Al ponerlo en contacto con un material, sobre todo si es conductor, parte de estos electrones de más pasarán del material cargado al material neutro, cargándolo a su vez negativamente, ya que ahora también él tiene demasiados electrones. Sin embargo, si partimos de un material cargado positivamente, es que le faltan electrones. Al tocar ahora el material neutro, éste, que es un buen samaritano, le cederá algunos de sus electrones, quedando entonces él también cargado positivamente. En este caso, ambos materiales se van a repeler entre sí, al tener la misma carga. C. Electrización por inducción. En este caso se parte de un material ya cargado, bien positiva o bien negativamente. Supongamos un material con exceso de carga negativa en la superficie. Por cierto, los materiales siempre van a acumular su carga sobre la superficie. Al acercarlo a un material neutro, se produce un curioso fenómeno, sin necesidad de que lleguen a tocarse. El material neutro tiene electrones en su interior (que sea neutro sólo significa que tiene igual número de electrones que de protones). Al acercar el material cargado negativamente, esta carga negativa va a repeler la carga negativa de los electrones del material neutro, haciendo que se alejen, y provocando un exceso de carga positiva en la superficie más próxima al material cargado que estamos acercando (y negativa en el extremo opuesto). Así, provocamos que los dos materiales se atraigan ahora entre sí (es lo que sucede cuando acercamos un objeto cargado a trozos de papel). A veces este paso de electrones de un material a otro puede llegar a verse en forma de chispitas. O incluso podemos sentirlo nosotros mismos, como cuando en días de viento y poca humedad tocamos la puerta del coche y notamos una pequeña corriente eléctrica. Menudo susto, ¿verdad? Pues que sepáis que la meteorología está ayudando a que estos días este fenómeno se aprecie mucho más. El agua es un buen conductor, así que el aire

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húmedo ayuda a que la estática no se acumule en los materiales. Por eso en estos días de sequía sentimos más chispazos que nunca. Tranquilos, no os pasa nada raro, es simplemente que las cargas se están acumulando más que nunca al no encontrar una vía de descarga en el aire seco.

4. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS: THONSOM Y RUTHERFORD 4.1. El modelo de Thonsom Ya has estudiado que Thonsom descubrió el electrón, la primera partícula subatómica descubierta. A continuación, como es lógico, pensó en cómo sería entonces la estructura del átomo realmente, ya que era divisible. Pues se imaginó una masa positiva continua en la que los electrones se encontraban incrustados en un número tal que compensase la carga positiva, de forma que el átomo fuera neutro. Este modelo atómico se conoció como el pastel de pasas. ¿Cómo se podían explicar los fenómenos eléctricos a través del modelo de Thonsom? Como una transferencia de electrones de una sustancia a otra. Y, ¿la formación de iones? Un ión es un átomo que ha ganado o perdido electrones. Si ha ganado electrones, queda cargado negativo (anión) y si pierde electrones queda cargado positivo (catión) Recuerda que las cargas de distinto signo se atraen y las de igual signo se repelen. 4.2. Hacia el núcleo atómico. En 1911, E. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas: cationes), procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad. El experimento permitió observar que aunque la mayoría de estas partículas atravesaban la lámina sin cambiar de dirección, como se esperaba; algunas se desviaron considerablemente y, lo que fue más sorprendente, unas pocas rebotaron hacia la fuente de emisión. Este fenómeno los dejó perplejos: “… era como disparar balas hacia una hoja de papel y que estas rebotasen”, diría Rutherford.

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De acuerdo con el modelo de Thomson, en el cual la carga positiva de cada átomo está distribuida de forma homogénea, las partículas positivas que atraviesan la lámina no deberían desviarse apreciablemente, por lo que Rutherford cambió la visión del átomo. Así, él lo describió con dos zonas diferenciadas: -

-

Núcleo atómico: una zona muy pequeña donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo. Además, si solo estuviera formada por partículas positivas no sería estable (recuerda que las cargas positivas se repelen entre sí), con lo que también había unas partículas neutras, denominadas neutrón, que estabilizaba el núcleo. Corteza electrónica: donde se hallan los electrones girando alrededor del núcleo a cualquier distancia. La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, quedando así el átomo neutro. Así, el átomo estaba formado por un espacio fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que giran a gran velocidad alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño. Así, quedaba explicada la experiencia de la lámina de oro. ¿Quieres entender cómo? Ve al enlace http://www.bioygeo.info/Animaciones/Rutherford.swf y lanza partículas alfa contra el átomo de Rutherford.

¿Sabías que…? Realmente el descubrimiento de las partículas del núcleo: protones y neutrones, fueron descubiertas después de que Rutherford estableciera su modelo atómico. Él solo hablaba de que el núcleo era positiva, sin aclarar mucho más. El físico alemán, E. Goldstein en 1886 realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado, observando que unos rayos atravesaban el cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos estudiados por Thonsom. El estudio de estos rayos canales determinó que estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, palabra derivada del griego πρῶτον, prōton ['primero'], cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor. En el caso del neutrón se necesitaron unos cuantos años más para detectarlos. Se descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick.

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5. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS 5.1. Estructura atómica El átomo de cloro es distinto al de sodio; pero, ¿en qué se diferencia un átomo de otro? Cada átomo está formado por un núcleo, en el que se encuentran los protones y los neutrones y una zona a su alrededor donde se encuentran los electrones en diferentes orbitales. Unos elementos se diferencia de otros porque sus átomos tienen distinto número de protones –aunque puede variar el número de neutrones y electrones- Así, por ejemplo todos los átomos de Hidrógeno tienen un protón, todos lo de Carbono 6, …

5.2. Número atómico y número másico El número atómico Z de un átomo representa el número de protones que tiene dicho átomo. El número másico A representa el número de protones más neutrones presentes en un átomo. Cualquier átomo queda determinado por su número de protones, por lo que este número no puede cambiar sin cambiar el elemento que representa. Sin embargo, sí puede cambiar el número de neutrones, encontrándonos con los isótopos; o el número de electrones, formándose los iones. 5.3. Isótopos Los isótopos son átomos de un mismo elemento químico, por lo que tienen la misma Z, pero distinto número de neutrones, o sea, diferente A.

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5.4. Iones. Cuando un átomo es neutro el número de electrones es igual al número de protones. Si pierde electrones, queda cargado positivamente, formándose un catión. Si gana electrones, queda cargado negativamente, formándose un anión.

6. MODELOS ATÓMICOS SCHRÖDINGER

DE

BOHR

Y

6.1. Nuevos hechos, nuevos modelos. Modelo atómico de Bohr. En la primera mitad del siglo XX se realizaron una serie de descubrimientos que no se podían explicar con el modelo atómico de Rutherford. El físico N. Bohr propuso un modelo en el que los electrones sólo podían ocupar ciertas órbitas circulares y en un número determinado. Así, los electrones se ordenaban en torno al núcleo en capas, y en cada capa estos electrones tendrán una cierta energía, llenando siempre las capas inferiores de menor energía y luego las superiores. La distribución de los electrones en las capas se denomina configuración electrónica y se realiza de la siguiente manera: 1ª capa (K): un máximo de 2 electrones. 2ª capa (L): un máximo de 8 electrones. 3ª capa (M): máximo 18 electrones. 4º capa (N): máximo 32 electrones.

Átomo Hidrógeno Helio Litio Berilio Boro Carbono Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón Sodio Magnesio Aluminio

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Número electrones 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

K 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

L

1 2 3 4 5 6 7 8 8 8 8

M

1 2 3

N

Configuración

(1) (2) (2,1) (2,2) (2,3) (2,4) (2,5) (2,6) (2,7) (2,8) (2,8,1) (2,8,2) (2,8,3)

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6.2. Modelo atómico cuántico: Schrödinger. Pero los descubrimientos no se quedaron ahí y así se necesitó ir retocando el modelo atómico de Bohr hasta nuestro actual, establecido en 1926 por E. Schrödinger, pasándose del concepto de órbita de Bohr –trayectoria definida seguida por un electrón- al de orbital de la física cuántica actual: “zona del espacio donde podemos encontrar al electrón con una probabilidad aproximada del 90%”

6.3. Distribución de los electrones en los orbitales: configuración electrónica. Hemos estudiado como Bohr ordenaba los electrones en capas donde cabía un número máximo de electrones. Sin embargo, este modelo quedó obsoleto con el nacimiento de la física cuántica y quedando establecido el modelo atómico actual de Schrödinger, donde los electrones se encuentran en zonas probables llamados orbitales. Existen diferentes tipos de orbitales, tanto con distinto tamaño y forma. Además, en estos orbitales caben un número máximo de electrones también, pudiendo así establecer la configuración electrónica de cualquier átomo, bien sea neutro o bien sea un ión. El tamaño del orbital me lo da el nivel en el que se encuentre el electrón, determinado por el número cuántico n cuyos valores pueden ser: 1, 2, 3, ….. La forma del orbital viene determinado por el subnivel en el que se encuentre el electrón. Hay diferentes tipos de orbitales: -

Orbitales s: donde caben como máximo 2 electrones. Orbitales p: donde caben como máximo 6 electrones. Orbitales d: como máximo 10 electrones. Orbitales f: máximo 14 electrones.

¿Cómo se van colocando los electrones en los diferentes orbitales? Los orbitales poseen distintos valores de energía, de forma que los electrones se van colocando en estos orbitales ocupando desde los orbitales vacios menos energéticos a los que más. Para ayudarte a recordar el orden de energía tienes el diagrama de Moëller, en el que puedes obtener el orden de llenado de los orbitales. Ejemplos:

Fíjate: el número máximo por cada nivel de Schrödinger coincide con el número máximo de electrones que predijo Bohr para sus órbitas.

Para realizar la configuración electrónica del 2311Na me fijo en su número atómico (Z= 11) y al ser neutro poseerá 11 electrones que de acuerdo con el diagrama de Moëller se colocarán en los orbitales: 1s2 2s2 2p6 3s1 Si tuviéramos un ión, como el S2-, al ser un ión a los 16 electrones que poseería si fuera neutro debemos sumarle 2 electrones más, teniendo un total de 18 electrones que se colocarán: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

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Capa de valencia y electrones de valencia: la capa de valencia es la última capa o nivel ocupada por electrones; siendo los electrones de valencia, el número de electrones que hay en esta. Dicha capa y electrones son muy importantes por ser los que los átomos pondrán en juego en sus cambios químicos o enlaces.

7. MASA ATÓMICA Y MOLECULAR 7.1. Masa del átomo Como el átomo es tan pequeño no resulta útil usar como unidad de masa ni el kilogramo, ni el gramo, et…, or lo que en química se usa la denominada “unidad de masa atómica: u.m.a. o u” para expresar la masa de un átomo y que se define como “la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12” Es, prácticamente, igual a la masa del protón y la del neutrón. Si de cada elemento sólo existiera un isótopo, las masas atómicas de los mismos serían sus respectivos números másicos expresadas en UMAs y, por tanto, también serían números enteros como ocurre con el número atómico. Sin embargo, al existir varios isótopos de cada elemento y al estar todos mezclados y en cantidades desiguales, la masa atómica que se puede medir no es más que una media ponderada –teniendo en cuenta la proporción en que se encuentra cada uno- de las masas de los distintos isótopos.

masa átomo(u ) 

misótopo  % abundancia 100

Habitualmente, suele predominar un isótopo, que es el que tiene el número másico más cercano a la masa atómica que aparece en la Tabla. Así, el isótopo mayoritario del hidrógeno es el 1 ( 1H), del oxígeno es el 16 (16O), .. 7.2. Masa atómica de la molécula Una molécula es una agrupación de átomos, con lo que es fácil pensar que si quiero saber cuál es su masa deberé sumar todas las masas de todos los átomos que la componen. Es decir, si yo quiero calcular la masa del cloruro de sodio (NaCl) –la sal que usas en la cocina- pues deberé sumar la masa del átomo de sodio (Na) con la masa atómica del cloro (Cl). Si es la del ácido sulfúrico (H 2SO4), en ese caso deberás sumar dos veces la masa del átomo de hidrógeno (H), una vez la del átomo de azufre (S) y cuatro la del oxígeno (O):

m( NaCl )  1  M ( Na )  1  M (Cl )  23u  35,5u  58,5u es la masa de una molécula de NaCl m( H 2 SO4 )  2  M ( H )  1  M ( S )  4  M (O)  2  1u  1  32u  4  16u  98u cada molécula

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