Tema 4.-Teoría atómica de la materia

Tema 4.-Teoría atómica de la materia 1.- Concepto de átomo 2.- Partículas que forman el átomo 3.- Estructura del átomo 4.- Átomos, isótopos e iones 5.- Configuración electrónica 6.- Radiactividad

1.- Concepto de átomo * En el siglo V antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito postuló, sin evidencia científica, que el Universo estaba compuesto por partículas muy pequeñas e indivisibles, que llamó "átomos“ que significa en griego “no divisible”

* El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El átomo está formado por un núcleo, compuesto a su vez por protones y neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se encuentran los electrones, en igual número que los protones.

Teoría atómica de Dalton Formulada por DALTON en 1803. Dalton reinterpreta las leyes ponderales basándose en el concepto de átomo 1º.- Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales separadas e indestructibles. 2º.- Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades. 3º.- Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masa y propiedades. 4º.- 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 a su vez idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.

2.- Partículas que forman el átomo En 1897 los experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad por los gases dieron como resultado el descubrimiento de una nueva partícula con carga negativa: el electrón. Los rayos catódicos, estaban formados por electrones que saltan de los átomos del gas que llena el tubo cuando es sometido a descargas eléctricas. Los átomos, por tanto, no eran indivisibles.

Protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX, el protón es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico (Z), es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones.

Neutrón, partícula elemental que constituye parte del núcleo de los átomos. Fueron descubiertos en 1930 por dos físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del neutrón es ligeramente superior a la del protón, pero el número de neutrones en el núcleo no determina las propiedades químicas del átomo, aunque sí su estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión de radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del núcleo, desintegrándose para dar un protón, un electrón y un antineutrino.

3.- Estructura del átomo

La descripción básica de la constitución atómica, reconoce la existencia de partículas con carga eléctrica negativa, llamados electrones, los cuales giran en diversas órbitas (niveles de energía) alrededor de un núcleo central con carga eléctrica positiva. El átomo en su conjunto y sin la presencia de perturbaciones externas es eléctricamente neutro. El núcleo lo componen los protones con carga eléctrica positiva, y los neutrones que no poseen carga eléctrica. El tamaño de los núcleos atómicos para los diversos elementos están comprendidos entre una cienmilésima y una diezmilésima del tamaño del átomo. La cantidad de protones y de electrones presentes en cada átomo es la misma. Esta cantidad recibe el nombre de número atómico, y se designa por la letra "Z". A la cantidad total de protones más neutrones presentes en un núcleo atómico se le llama número másico y se designa por la letra "A". Si designamos por "X" a un elemento químico cualquiera, su número atómico y másico se representa por la siguiente A simbología: ZX Por ejemplo, para el Hidrógeno tenemos: 1H1. Si bien hoy en día todas las características anteriores de la constitución atómica son bastante conocidas y aceptadas, a través de la historia han surgido diversos modelos que han intentado dar respuesta sobre la estructura del átomo.

a) El Modelo de Thomson.

Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas.

b) El Modelo de Rutherford. Su trabajo que demostró la existencia del núcleo atómico. * Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. *Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. *Los electrones poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. *La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro. El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.

Lámina de oro

Cuando las partículas alfa chocan contra el recubrimiento interior se produce un chispazo

Fuente de partículas a

Recubrimiento interior de sulfuro de zinc.

c) El Modelo de Bohr. El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), postula que: •Los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. • Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. • El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear.

EL ÁTOMO . Conceptos fundamentales Núcleo del átomo Dimensiones muy reducidas comparadas con el tamaño del átomo En el núcleo radica la masa del átomo Partículas: protones y neutrones (nucleones). El número total de nucleones viene dado por el número másico, A. Los nucleones están unidos muy fuertemente por la llamada “fuerza nuclear fuerte” El número de protones del núcleo es lo que distingue a un elemento de otro. El número atómico, Z, nos da el número de protones del átomo y el número de la casilla que éste ocupa en el S.P

Corteza del átomo Los electrones orbitan en torno al núcleo. Los electrones (carga - ) son atraídos por el núcleo (carga + ). El número de electrones coincide con el de protones, por eso los átomos, en conjunto, no tienen carga eléctrica.

Los átomos de elementos distintos se diferencian en que tiene distinto número de protones en el núcleo (distinto Z). Los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales, aunque todos poseen el mismo número de protones en el núcleo (igual Z), pueden tener distinto número de neutrones (distinto A). El número de neutrones de un átomo se calcula así: n = A - Z Los átomos de un mismo elemento (igual Z) que difieren en el número de neutrones (distinto A), se denominan isótopos. Todos los isótopos tienen las mismas propiedades químicas, solamente se diferencian en que unos son un poco más pesados que otros.Muchos isótopos pueden desintegrarse espontáneamente emitiendo energía. Son los llamados isótopos

radioactivos

4.- Átomos, isótopos e iones El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A-Z, es decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico. No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. Isótopos.-átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo.

* Para el carbono Z=6. Es decir, todos los átomos de carbono tienen 6 protones y 6 electrones. El carbono tiene dos isótopos: uno con A=12, con 6 neutrones y otro con número másico 13 (7 neutrones), que se representan como:

* El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un nombre diferente

hidrógeno

deuterio

tritio

* Otro ejemplo son los dos isótopos más comunes del uranio:

EL ÁTOMO . Formación de iones Si se comunica energía a un electrón puede “saltar” del átomo venciendo la fuerza de atracción que lo une al núcleo. Esto es tanto más fácil cuanto más alejado se encuentre del núcleo. Al quitar un electrón el átomo queda con carga (+), ya que ahora hay un protón más en el núcleo que electrones en la corteza. El átomo ya no es eléctricamente neutro, tiene carga. Es un ión. A los iones positivos se les denomina cationes En determinadas condiciones un átomo puede captar un electrón. Sucede, entonces, que al haber un electrón de más el átomo queda cargado negativamente. Es un ión negativo o anión

Ejemplos Li +

O2Nomenclatura de iones Símbolo átomo

n X

El proceso de obtener iones con carga (+) o cationes no puede hacerse añadiendo protones en el núcleo. Los nucleones están muy firmemente unidos y el proceso de arrancar o introducir uno en el núcleo implica poner en juego una cantidad enorme de energía (reacción nuclear)

Carga del ión

Al3+

Cl – Fe2+

Si al isótopo más abundante del hidrógeno se le arranca su único electrón lo que queda es un protón: H–eH+ De aquí que una de las formas de referirnos al protón sea como H +

H+

Si al átomo de He se le arrancan sus dos electrones obtenemos el núcleo de He con carga + 2. Es lo que se llama una “partícula a” He – 2 e  He2+

He2+ He

EL ÁTOMO . Esctructura de la corteza Los electrones del átomo se distribuyen en órbitas o capas alrededor del núcleo. Las distintas órbitas se identifican por un número entero, n, llamado número cuántico principal. Así para la primera capa (la más próxima al núcleo n = 1; para la segunda n = 2; para la tercera n = 3... El número de capas u órbitas que posee un elemento viene dado por el número del periodo en que está situado en la tabla periódica Para distribuir los electrones en las capas se deben tener en cuenta unas reglas obtenidas de la experimentación: 1Las capas se van llenando por orden: primero se llena la de n = 1, a continuación n= 2, después n = 3 . 2No se puede empezar a llenar un nivel superior si aún no está lleno el inferior. 3El número máximo de electrones que se puede alojar en cada capa es: n

nº máx electrones

1

2

2

8

3

18

4

32

Primera capa (n = 1). Nº máximo de electrones= 2

Segunda capa (n = 2). Nº máximo de electrones= 8

Tercera capa n = 3. Solamente tiene un electrón, aún podría alojar otros 17.

La última capa, o capa más externa, recibe el nombre de “capa de valencia” y los electrones situados en ella “electrones de valencia”. En este átomo la capa de valencia es la tercera y tiene un solo electrón de valencia

5.- Configuración electrónica 

Los electrones se distribuyen en las capas ocupando los distintos niveles que en ellas existen



CAPA 1 2 3 4 5 6 7 Cada nivel puede alojar un número màximo de electrones



NIVELES Nº Max s 2 p 6 d 10 f 14 Los niveles se van llenando por orden y hasta que un nivel no está totalmente lleno no se pasa a llenar el siguiente



El orden de llenado de los niveles se obtiene a partir del diagrama de Möeller:

NIVELES s s, p s, p, d s, p, d, f s, p, d, f s, p, d, f s, p, d, f

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p

Para obtener la configuración electrónica de un átomo: 1.- Considera el número de electrones que debes distribuir. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro viene dado por el número atómico Z. 2.- Vete colocando los electrones por orden en los niveles de cada capa. Cuando un nivel se complete, pasa al siguiente (ayúdate del diagrama de Möeller) 3.- Cuando hayas colocado todos los electrones habrás terminado. 4.- Ordena por capas la configuración obtenida.

Li

Z=3

1s2 2s 1

N

Z=7

1s2 2s 2p3

Mg

Z = 12

1s2 2s2 p6 3s2

Si

Z = 14

1s2 2s2 p6 3s2 p2

S

Z = 16

1s2 2s2 p6 3s2 p4

Ar

Z = 18

1s2 2s2 p6 3s2 p6

Ti

Z = 22

1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d2 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d24s2

Ga

Z = 31

1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d10 4 p1 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 4 p1

Br

Z = 35

1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d10 4 p5 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 4 p5

Las ideas básicas son las siguientes: 1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo. 2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. 3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7). La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resume en la siguiente tabla: Niveles de energía

1

2

3

4

Subniveles

s

sp

spd

spdf

Número de orbitales de cada tipo

1

13

135

1357

Denominación de los orbitales

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

Número máximo de electrones en los orbitales

2

2-6

2 - 6 - 10

2- 6- 10- 14

Número máximo de electrones por nivel

2

8

18

32

EL ÁTOMO . Masa de los átomos Los átomos son extraordinariamente pequeños y su masa, en consecuencia, pequeñísima, tanto que si usamos como unidad para medirla las unidades de masa a las que estamos acostumbrados, obtendríamos valores muy pequeños, difícilmente manejables. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una masa de 1,66 . 10 – 27 kg y el de carbono 2,00 . 10 – 26 kg.

Por esta razón para medir la masa de los átomos se adopta una nueva unidad: la unidad de masa atómica (u.m.a). La u.m.a se define de la siguiente manera: Consideremos un átomo del isótopo más abundante de C, el 12 C; lo dividimos en doce partes iguales y tomamos una de ellas. La masa de esta

parte sería la unidad de masa atómica (u. m .a).

Se define la unidad de masa atómica como la doceava parte de la masa del átomo de 12C Considerando esta nueva unidad el 12 C tiene una masa de 12 u.

Unidad de masa atómica 1/12 parte del átomo de 12 C (1, 66. 10 – 27 kg)

La masa de los átomos se determina comparándola con la de la unidad de masa atómica. Imaginemos una balanza capaz de pesar átomos (es una ficción, no es real). Si quisiéramos determinar la masa de un átomo de oxígeno lo pondríamos en un platillo e iríamos añadiendo unidades de masa atómica al otro. Cuando se equilibrara la balanza sólo tendríamos que contar cuántas umas hemos colocado en el otro platillo y tendríamos la masa del átomo de oxígeno en umas.

16 umas

Átomo de oxígeno

En el ejemplo que se puede ver a la derecha la masa del átomo de oxígeno considerado serían dieciséis umas.

Ejemplos: La masa atómica del protón y del neutrón es muy aproximadamente 1 uma, mientras que la masa del electrón es notablemente más baja (aproximadamente 1 830 veces más pequeña que la masa del protón)

Protón : 1,00728 umas Neutrón: 1,00866 umas Electrón: 0,00055 umas

Cuando se habla de la masa atómica de un elemento hemos de tener en cuenta que los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales. Existen isótopos que, aunque tienen idéntico comportamiento químico, son un poco mas pesados unos que otros (ya que tienen distinto número de neutrones). El peso atómico se obtiene entonces como la media ponderada de los isótopos naturales del elemento. Ejemplo: El cloro se encuentra en la naturaleza como mezcla de dos isótopos: 35Cl y 37Cl. El primero de ellos tiene una masa de 34,97 u y una abundancia del 75,53%, mientras que el segundo tiene una masa atómica de 36,97 u y una abundancia de 24,47%.

Teniendo en cuenta estos datos la masa del elemento cloro se calcula de la siguiente forma: (0,7553 x 34,97) + (0,2447 x 36,97) = 35,46 u

6.- Radiactividad La radiactividad (o radioactividad) es el proceso natural por el cual núcleos de elementos pesados se descomponen en núcleos de otros elementos mas ligeros, partículas subatómicas y rayos gama. El fenómeno fue descubierto en 1896 por el físico francés Antoine Henri Becquerel al observar que las sales de uranio podían ennegrecer una placa fotográfica aunque estuvieran separadas de la misma por una lámina de vidrio o un papel negro. En 1898, los químicos franceses Marie y Pierre Curie dedujeron que la radiactividad es un fenómeno asociado a los átomos e independiente de su estado físico o químico.

Pronto se descubrió que la radiactividad era una fuente de energía más potente que ninguna de las conocidas.

Vídeo radioactividad: http://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=8dn6Efr97zc

La radioactividad es la propiedad que presentan algunas sustancias de emitir radiaciones ionizantes. Las radiaciones ionizantes son partículas con una gran energía que son capaces de alterar y dañar moléculas a su paso al atravesar la materia.

La radioactividad es un fenómeno que ocurre en los núcleos de ciertos elementos (radioisotopos) que, al ser inestables, son capaces de transformarse en núcleos de átomos de otros elementos, por medio de desintegraciones radiactivas. Este proceso libera grandes cantidades de energía, en forma de radiaciones electromagnéticas, como rayos X o rayos gamma, o en emisiones de partículas, como núcleos de helio

TIPOS DE RADIACIÓN : ALFA: núcleos de Helio ( = 2 protones + 2 neutrones) BETA: electrones GAMA: luz (ondas electromagnéticas)

Según datos facilitados por la Organización Mundial de la Salud (OMS) una persona recibe unos 3 milisieverts (mSv), la medida de los niveles de radiación, a lo largo del año, que se considera una cantidad inocua y tolerable. Una exposición inferior a 100 mSv al año generalmente no supone ningún riesgo para la salud ni produce síntomas.

Una radiografía de rayos X impacta con 0,02 milisieverts, mientras que una tomografía agrega 8 milisieverts…