Download MOD 2- ESTRUCTURA DE LA MATERIA

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ESTRUCTURA ATOMICA Y TABLA PERIODICA
EL ÁTOMO
Antes de 1800, se pensaba que la materia era continua, es decir que podía ser dividida en
infinitas partes más pequeñas sin cambiar la naturaleza del elemento. Sin embargo,
alrededor de 1803 ganó aceptación la teoría de un científico inglés llamado John Dalton
(1766-1844). La naturaleza de la materia y la forma en que los elementos se combinaban
sugería la existencia de un límite a lo que un elemento podía subdividirse.
Hoy se sabe que al dividir la materia en trozos cada vez más pequeños, se encuentra una
unidad básica que no puede ser dividida sin cambiar la naturaleza del elemento. Esta unidad
básica se llama Átomo.
Un átomo es la partícula más pequeña que puede existir de un elemento conservando
las propiedades de dicho elemento.
Objetivos
-
Examinar la naturaleza del átomo en la forma que se encuentra en los elementos y
compuestos.
comprender su estructura interna
Entender la estructura electrónica y saber como escribirla
Reconocer la información de la Tabla Periódica
Comparar las propiedades de los átomos por su posición en la Tabla Periódica
Predecía tendencia de los átomos para unirse y formar nuevas sustancias,
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Teoría Atóm ica de Dalton(1808)
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En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales
han servido de base a la química moderna. Los principios fundamentales de esta
teoría son:
1. Los Elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas
átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, poseen el mismo tamaño, masa y
propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los
demás elementos.
3. Los Compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier
compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre
es un número entero o una fracción sencilla.
4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de
átomos
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La materia no se crea ni se destruye
J.J. Thomson
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Premio Nóbel en física: 1906
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga
eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
El experimento de los rayos catódicos determinó que los rayos producidos eran
atraídos por la placa positiva y repelidos por la negativa.
Consistían de cargas negativas que luego recibieron el nombre de electrones.
Descubrió el electrón.
Utilizó un tubo de rayos catódicos para determinar la relación entre la carga eléctrica y
la masa de un electrón. 1.76 x 108C/g
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Thomson presentó el primer modelo del átomo.
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R.A. Millikan
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Premio Nóbel de física:1923
Determinó la carga del electrón.
Analizó el movimiento de pequeñas gotas de aceite que adquirían carga a partir de
los iones del aire.
Pudo suspender las gotas cargadas aplicando un campo eléctrico y seguir su
movimiento.
Carga = -1.6033 x 10-19C
e-charge = -1.60 x 10-19C
Thomson’s charge/mass of e-= -1.76 x 108C/g
e-mass = 9.10 x 10 -28g
Radiactividad
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W.K. Röntgen
Premio Nóbel de física: 1901
Descubrió los rayos X.Mucha energía y sin carga.
A.H. Becquerel
Premio Nóbel de física: 1903
Descubrió la radiactividad del uranio.
Eran muy energéticos, no se desviaban y se emitían en forma espontánea.
Marie Curie
Sugirió el nombre de radiactividad para describir la emisión espontánea.
Recibió junto a su esposo el premio Nóbel de física en 1903.
En 1911 recibió el premio Nóbel en química por su trabajo con los elementos radio y
polonio.
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Ernest Rutherford
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Premio Nóbel de química en 1908 por sus investigaciones sobre la estructura del
núcleo atómico.
Utilizó laminas muy delgadas de oro como blanco de partículas α provenientes de una
fuente radiactiva.
• Explicó sus resultados estableciendo:
La mayor parte de los átomos es espacio vacío.
Las cargas positivas deben estar concentradas en el centro del átomo: núcleo.
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1.Los átomos tienen carga positiva que se concentran en el núcleo
2.Protones (p+) tienen carga opuesta (+) al electrón (-)
3.Masa del p+ es 1840 x la masa del e-(1.67 x 10-24g)
El neutrón
James Chadwick
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Premio nobel de fisica: 1935
Demostró la existencia de los neutrones.
Partículas neutras y con masa un poco mayor que la masa de los protones.
MODELO DEL ATOMO DE RUTHERFORD
radio atómico ~ 100 pm = 1 x 10-10m
radio nuclear ~ 5 x 10-3pm = 5 x 10-15m
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| Partículas fundamentales
Las partículas fundamentales de un átomo son los bloques constituyentes básicos de
cualquier átomo.
El átomo, y por tanto toda la materia está formado principalmente por tres partículas
fundamentales: electrones, neutrones y protones. El conocimiento de la naturaleza
y la forma en que funcionan es fundamental para comprender las interacciones químicas.
La masa y las cargas de las tres partículas fundamentales se muestran en la siguiente tabla.
Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 · 10 -19 Coulomb
ELECTRÓN
y masa igual a 9,1093 · 10 -28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de
todos los elementos.
Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior
NEUTRÓN
a la del protón (mneutrón=1.675 · 10-24 g), que se encuentra formando parte de los
átomos de todos los elementos.
Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 · 10-19 Coulomb
PROTÓN
y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón (m protón=1.673 · 10-24 g).
La misma se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.
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Estructura del átomo
En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los
protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones.
La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones.
Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número
atómico y se representa con la letra Z.
La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga
negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un
electrón
es
unas
2000
veces
menor
que
la
de
un
protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que
de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.
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Número atómico, número de masa e isótopos
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Número atómico (Z): es el número de protones en el núcleo del átomo de un
elemento.
Número de masa (A): es el número total de neutrones y protones presentes en el
núcleo de un átomo de un elemento.
ISOTOPOS
átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa.
Isótopos de Hidrógeno
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Masa atómica
Si suponemos que las sustancias están formadas por átomos, que se unen entre sí
formando moléculas, es lógico pensar en cuál es la masa de esos átomos. Éste es un
problema que se plantearon los científicos a principios del siglo XIX, en el marco de la Teoría
Atómica, y que dio lugar a una laboriosa y apasionante tarea investigadora, llena de
polémica que duró toda la primera mitad del siglo.
Las masas de los átomos individuales son muy pequeñas. Incluso el átomo más pesado
tiene una masa inferior a 5 x 10-25 kg. Por ello, se definió una unidad en la cual las masas
de los átomos pudieran expresarse sin tener que utilizar exponentes. Esta unidad se conoce
como unidad de masa atómica.
No tiene sentido pensar que un átomo o una molécula se puede pesar directamente en una
balanza. Tampoco podemos hallar la masa de los átomos pesando una cierta cantidad de
sustancia simple y dividirla por el número de átomos que haya en esa cantidad de sustancia
porque es muy difícil conocer cuál es el número total de átomos.
Para expresar la masa de los átomos, los científicos eligieron el término masa atómica que
puede definirse como la masa promedio de los átomos de un elemento en relación a la masa
de un átomo de carbono 12, tomado exactamente como 12.0000.
Cuando en la tabla periódica leemos masa atómica, hablamos en realidad de la masa
atómica relativa de los elementos, pues se compara la masa de cada uno con una unidad de
referencia llamada. En realidad no podemos pesar la masa de un átomo individualmente.
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Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso atómico) es
la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma).
u.m.a (unidad de masa atómica): tiene un valor igual a la 1/12 parte de la
masa del isótopo 12 del átomo de C.
Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma, este átomo se utiliza como referencia para medir la
masa atómica de los demás elementos. Por ejemplo, en algunos experimentos se ha demostrado
que en promedio un átomo de hidrógeno tiene sólo el 8.400% de la masa del carbono-12. Así, si la
masa de un átomo de carbono-12 es exactamente 12 uma, la masa atómica del hidrógeno debe ser
0.0084 x 12.00 uma, es decir, 1.008 uma. Con cálculos semejantes se demuestra que la masa del
oxígeno es 16.00 uma y la del hierro, 55.85 uma. A pesar de que no se conoce la masa promedio de
un átomo de hierro, se sabe que es alrededor de cincuenta y seis veces mayor que la de un átomo
de hidrógeno.
La mayor parte de las reacciones químicas no difieren para los distintos isótopos. Por ejemplo, los
porcentajes de átomos de hierro, 54Fe, 56Fe, 57Fe y 58Fe, son 5,8; 91,8; 2,1 Y 0,3,
respectivamente, en todos los minerales de hierro, meteoritos y compuestos de hierro preparados
sintéticamente. En química es de interés conocer la masa promedio de un átomo de hierro en su
mezcla isotópica natural. Estas masas promedio también se encuentran tabuladas en función de la
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unidad u y se les da un nombre diferente para distinguirlas de las masas nuclídicas. Las masas
promedio se conocen como pesos atómicos relativos o. simplemente, pesos atómicos.
Debe hacerse hincapié en que éstas son las masas promedios para los átomos de los elementos en
la forma en que existen en la naturaleza. Estos valores forman la base práctica para todos los
cálculos de pesos químicos. Los pesos atómicos se determinan realizando análisis químicos precisos
sobre un compuesto químico de fórmula conocida en el cual todos los pesos atómicos se conocen,
excepto uno, o bien realizando una determinación física de las masas de todos los núc1idos estables
de un elemento y promediándolas de acuerdo con sus proporciones relativas en la fuente natural del
elemento.
A = masa atómica del elemento natural
Ai = masa atómica de cada isótopo
xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla
Veamos unos ejercicios de aplicación:
La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107
y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente:
107
Ag =56% y 109Ag =44%.
Deducir el peso atómico de la plata natural.
Determinar la masa atómica del galio, sabiendo que existen dos isótopos
69
Ga y 71Ga,
cuya abundancia relativa es, respectivamente, 60,2% y 39,8%. Indica la composición de los
núcleos de ambos isótopos sabiendo que el número atómico del galio es 31.
Masa atómica = 69 · 0,602 + 71 · 0,398 = 69,7 u
Núcleo del
69
31Ga:
31 protones y 38 neutrones (69 - 31)
Núcleo del
71
31Ga:
31 protones y 40 neutrones (71 - 31).
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| Algunas masas nuclídicas
1H
2H
3H
4He
6He
6Li
7Li
7Be
1,00783 u
2,01410
3,01605
4,00260
6,01889
6,01512
7,01600
7,01693
12e
13e
14e
16e
14e
1sN
16N
16e
12,00000 u
13,00335
14,00324
16,01470
14,00307
15,00011
16,00610
15,99491
17
0
0
18F
18Ne
28Si
29Si
30Si
32S
18
16,99913 u
17,99916
18,00094
18,00571
27,97693
28,97649
29,97377
31,97207
3sel
37Cl
36Ar
38Ar
4°Ar
87Rb
34,96885 u
36,96590
35,96755
37,96273
39,96238
86,90919
RESUMEN
c
Constitución interna
de los átomos
Constituidos fundamentalmente por
electrones
ubicados en la
protones
neutrones
ubicados en
determinan
núcleo
periferia (corteza)
número atómico
determinan
se representa
número de masa
Z
se representa
Asigna la identidad
del elemento
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A
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| Desarrollo de la tabla periódica
Tabla recopilada por John Dalton a principios del siglo XIX.
En el siglo XIX, cuando los químicos sólo tenían una vaga idea de los átomos y las
moléculas, y no sabían de la existencia de los electrones y los protones, desarrollaron la
tabla periódica utilizando su conocimiento de las masas atómicas.
Ya se habían hecho mediciones exactas de la masa atómica de muchos elementos y
ordenar los elementos de acuerdo con sus masas atómicas, en una tabla periódica, parecía
una idea lógica a los químicos de aquella época, que pensaban que el comportamiento
químico debería estar relacionado, de alguna manera, con la masa atómica.
En 1864 el químico inglés John Newlands observó que cuando los elementos se ordenaban
de acuerdo con sus masas atómicas, cada octavo elemento mostraba propiedades
semejantes. Newlands se refirió a esta peculiar relación como la ley de las octavas. Sin
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embargo, esta “ley” resultó inadecuada para elementos de mayor masa atómica que el
calcio, así que el trabajo de Newlands no fue aceptado por la comunidad científica.
En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán Lothar Meyer,
independientemente, propusieron un orden para los elementos, mucho más amplio, basado
en la repetición periódica y regular de las propiedades. En la tabla se muestra una primera
versión de la tabla periódica de Mendeleev.
El sistema de clasificación de Mendeleev superó en mucho al de Newlands, sobre todo en
dos aspectos. Primero porque agrupó los elementos en forma más exacta de acuerdo con
sus propiedades y segundo porque hizo posible la predicción de las propiedades de varios
elementos que aún no se descubrían. Por ejemplo, Mendeleev propuso la existencia de un
elemento desconocido, al que denominó eka-aluminio, y predijo algunas de sus propiedades.
(Eka es una palabra en sánscrito que significa “primero”; así, el eka-aluminio sería el primer
elemento bajo el aluminio, en el mismo grupo.) Cuando se descubrió el galio, cuatro años
más tarde, se observó que sus propiedades coincidían notablemente con las propiedades
predichas para el eka-aluminio.
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La tabla periódica de Mendeleev incluyó los 66 elementos que s e conocían. En 1900 ya se
habían incluido en lista alrededor de 30 elementos más con lo que se llenaron algunos de los
espacios vacíos.
A pesar de que esta tabla periódica tuvo un gran éxito, sus primeras versiones mostraron
algunas incongruencias. Por ejemplo, la masa atómica del argón (39.95 uma) es mayor que
la del potasio (39.10 uma). Si los elementos se hubieran ordenado solamente de acuerdo
con su masa atómica creciente, el argón debería aparecer en la posición que ocupa el
potasio en la tabla periódica moderna (ver tabla actual). Pero ningún químico colocaría al
argón, un gas inerte, en el mismo grupo que el litio y el sodio, dos metales muy reactivos.
Dichas discrepancias sugirieron que otra propiedad, diferente a la masa atómica debería ser
la base de la periodicidad observada. Resultó que esta propiedad está relacionada con el
número atómico, un concepto que Mendeleev y sus contemporáneos desconocían.
La tabla periódica actual
 En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de
clasificación el número atómico.
 Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su
número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas
y químicas".
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Grupos y períodos
El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas
(líneas verticales) llamadas grupos.
Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y dieciocho
grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos enc ontramos con dos filas
que habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o
'Metales de transición interna'.
Algunos de los grupos tienen nombre propio:
Grupo que comienza con el
elemento
Litio (Li)
Be (Berilio)
F (Flúor)
He (Helio)
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Se denomina
Grupo de los
alcalinos
Grupo de los
alcalinotérreos
Grupo de los
halógenos
Grupo de los gases
nobles o grupo de los
gases inertes
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OTRO CRITERIO DE CLASIFICACION
Otro de los criterios para estudiar los elementos en la Tabla Periódica los divide según sus
características generales en:
Gases Nobles: Elementos que tienen completa su último nivel energético, y por ello no se
combinan con ningún otro elemento. Todos los gases nobles se encuentran principalmente
en el aire, excepto el radón, que es un producto de desintegración del radio y se desintegra
a su vez en otros elementos.
No Metales: No metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y, sí, en cambio, a
veces los acepta. En su mayoría son gaseosos o líquidos, conducen mal el calor y la
electricidad y rara vez presentan brillo. El carácter no metálico se presenta más
acusadamente cuanto más arriba y a la derecha de la Tabla Periódica esté situado el
elemento; lo que resulta lógico, pues cuanto más pequeño sea el átomo, mayor será la
fuerza atractiva que ejerza el núcleo sobre los electrones.
Metales: Elementos simples caracterizados por poseer un brillo llamado metálico. Tienen
estructura cristalina y son buenos conductores del calor y la electricidad. Son sólidos a
temperatura ordinaria, excepto el mercurio. Otras propiedades son la opacidad, dureza,
ductilidad, maleabilidad y fusibilidad, pudiendo también alearse con otros metales. Desde un
punto de vista electrónico, un elemento se considera metal cuando cede fácilmente
electrones y no tiene tendencia a ganarlos.
Tierras Raras: Grupo de metales. Forman dos grupos especiales: los lantánidos, derivados
del lantano, todos ellos de propiedades muy parecidas y el segundo grupo lo forman los
actínidos, muy parecidos entre sí, relacionados con los anteriores; derivan del actinio y
comprenden torio, protactinio, uranio y los 10 elementos transuránicos que siguen. Algunos
de ellos son radiactivos.
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