Download Modelos atómicos. Leyes químicas. El átomo.

1
CALIDAD DE PRODUCTOS 1
(Pedir que traigan tabla periódica el lunes)
HISTORIA: MODELOS ATÓMICOS
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas
en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser
eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la
idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.
Año Científico
1808
1897
John
Dalton
J.J.
Thomson
Descubrimientos experimentales
Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían
investigado distintos aspectos de las reacciones químicas,
obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas
diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó
electrones.
Modelo atómico
La imagen del átomo expuesta por
Dalton en su teoría atómica, para
explicar estas leyes, es la de minúsculas
partículas esféricas, indivisibles e
inmutables, iguales entre sí en cada
elemento químico.
De este descubrimiento dedujo que el
átomo debía de ser una esfera de
materia cargada positivamente, en cuyo
interior estaban incrustados los
electrones.
Representación gráfica
2
1911
1913
E.
Rutherford
Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino
que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un
diminuto núcleo.
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación
emitida por los átomos excitados de los elementos en estado
gaseoso.
Niels Bohr
Dedujo que el átomo debía estar
formado por una corteza con los
electrones girando alrededor de un
núcleo central cargado positivamente.
Propuso un nuevo modelo atómico,
según el cual los electrones giran
alrededor del núcleo en unos niveles
bien definidos.
3
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
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. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas
átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus
propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas
propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades
diferentes.
3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más
elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un
compuesto los de átomos de cada tipo están en una relación de números
enteros o fracciones sencillas.
4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra
sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma
en un átomo de otro elemento.
LEYES CLASICAS DE LA QUÍMICA
Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por
Lavoisier, Proust y el propio Dalton, tras la experimentación cuantitativa de numerosos procesos químicos, de las
llamadas leyes clásicas de la química:
1. En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, estableció la ley de la conservación de
la masa, formulada en su libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la
masa en las reacciones químicas. Dicho de otra manera: Las reacciones químicas son cambios en la disposición de los
átomos. Los átomos no se crean, ni se destruyen, ni cambian.
2. La ley de la composición definida o constante. Esta ley, establecida en 1801 por el químico francés Joseph Proust, nos
dice que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas. O expresada de otra
manera, cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación
de masas.
3. La ley de las proporciones múltiples. Formulada por el propio Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un
compuesto: Establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en
una relación de números enteros sencillos.
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
4
La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas y por tanto de que los átomos no eran indivisibles como
postulaba la teoría atómica de Dalton, se obtuvo de los estudios de la conductividad eléctrica de gases a bajas presiones.
Los gases son aislantes para voltajes bajos, sin embargo, frente a voltajes elevados se vuelven conductores.
Cuando en un tubo de vidrio que contiene un gas se hace parcialmente el vacío y se aplica un voltaje de varios miles de voltios
fluye una corriente eléctrica a través de él. Asociado a este flujo eléctrico, el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de luz
colores, denominados rayos catódicos, que son desviados por la acción de los campos eléctricos y magnéticos.
Mediante un estudio cuidadoso de esta desviación, J. J. Thomson demostró en 1897 que los rayos estaban formados por una
corriente de partículas cargadas negativamente, que llamó electrones.
MODELO ATOMICO DE THOMSON
La identificación por J.J. Thomson de unas partículas subatómicas cargadas negativamente, los
electrones, a través del estudio de los rayos catódicos, y su posterior caracterización, le llevaron a
proponer un modelo de átomo que explicara dichos resultados experimentales. Se trata del modelo
conocido informalmente como el pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como 'ciruelas'
negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva.
DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO
Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección de Ernest Rutherford modificaron las ideas existentes
sobre la naturaleza del átomo. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas
alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en
qué medida eran dispersadas las partículas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de
dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado
completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo macizo existente.
Mediante un análisis matemático de las fuerzas involucradas, Rutherford demostró que la dispersión era causada por
un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la
mayor parte del átomo es espacio vacío, lo que explicaba por qué la mayoría de las partículas que bombardeaban la
lámina de oro, pasaran a través de ella sin desviarse.
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de bombardeo de láminas
delgadas de metales, estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear.
El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.
El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y,
prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de
oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva).
La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que
la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los
electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones
giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al
núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
5
ESPECTROS ATÓMICOS
En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede descomponerse en sus
diferentes colores mediante un prisma. El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda
desde el rojo al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm -nanómetro- = 10-9 m).
En cambio la luz emitida por un gas incandescente no es blanca sino coloreada y el espectro que se obtiene al hacerla
pasar a través de un prisma es bastante diferente. Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas emitidas a
longitudes de onda específicas. Cada elemento (es decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico que
puede utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm
y 589,6 nm.
Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del
hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten
radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro:
El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas emisiones discretas de radiación por los átomos. Además
presentaba el inconveniente de ser inestable: Según la física clásica una carga en movimiento emite continuamente
energía por lo que los electrones radiarían energía continuamente hasta "caer" en el núcleo, con lo que el átomo se
destruiría.
MODELO ATOMICO DE BOHR
En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno.
Basándose en las ideas previas de Max Planck, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad
de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía
definidos.
Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas
órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra
exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos de los
electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente,
una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros
de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas
tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica cuántica, que el
propio Bohr contribuyó a desarrollar.
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.
6
- 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.
ISÓTOPOS
La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico
y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el
mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.
Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z),
colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.
Z
23
A
X ( Na)
11
ISÓBAROS:
Por otro lado, si dos núcleos tienen distinto número de protones, pero igual número másico, pertenecen
a distintos elementos y se denominan isóbaros
Actividades:
1. Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su núcleo el mismo número de
2. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?
12; 13; 24; 25.
3. Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:
1.
2.
3.
4.
El número de protones
El número atómico
El número de neutrones
El número de electrones
5.
Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y 108 neutrones. ¿Cuál es su representación adecuada?
6. Señala las afirmaciones correctas:
7
1.
2.
3.
4.
5.
El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones
Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones
Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico
Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico
Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones
LOS CONCEPTOS DE IONES
Entendemos por iones a las moléculas o átomos que se encuentran con una carga determinada. Esta puede ser positiva
o negativa. Si la carga es positiva el ión se denomina catión, si es negativa, anión. Muchas sustancias pueden ser
separadas en iones. A estas sustancias se las llama electrolitos.
Los metales forman cationes, ya que tienen mucha tendencia a perder los electrones de su última órbita quedando
cargados positivamente. Podemos citar como ejemplos a los del grupo 1 y 2 de la tabla periódica de los elementos.
Según la teoría del octeto de Lewis, a los metales les es más fácil perder los electrones de la capa externa, que ganar los
electrones que les falta para llegar a los 8. Por este motivo tendrán protones en exceso en el núcleo. Por ejemplo, el
sodio cuyo número atómico es 11 significa que tiene 11 protones en el núcleo y 11 electrones. Como pertenece al
grupo 1 tiene un solo electrón en su capa más externa. Al perderlo, queda con 11 protones y 10 electrones. O sea con
11 cargas positivas en el núcleo y 10 negativas alrededor del núcleo. Por lo tanto su carga neta será de una positiva. De
esta manera otros como el calcio se cargan con 2 cargas positivas al perder 2 electrones. Los aniones lo forman átomos
con tendencia a aceptar electrones, podemos citar como ejemplos a los halógenos, como el cloro, bromo, iodo. Estos
son elementos del grupo 7, solo aceptan un electrón para llegar a 8 formando iones con una sola carga negativa
IONES
CATIONES
Los iones cargados positivamente se llaman cationes. Ejemplos: H+, Ca2+, Na+, Fe3+. Indican que tienen un defecto
de electrones respecto a su estado neutro. Un ion sodio (catión) se forma de la siguiente manera: Na (1s2, 2s2p6,
3s1) - 1e- --> Na+ (1s2, 2s2p6). Para nombrar estos iones positivos o cationes, basta anteponer la palabra ion, o más
concretamente catión, al nombre del elemento. Si éste puede adoptar varios estados de oxidación, se
recomienda utilizar la notación de Stock.
CATIÓN
SISTEMÁTICA
TRADICIONAL
K+
catión(ion) potasio
ion potasio
2+
catión calcio
ion calcio
3+
catión hierro (III)
ion férrico
2+
catión níquel (II)
ion niqueloso
(NH3 + H+)
ion amonio
Ca
Fe
Ni
cationes poliatómicos
NH4+
PH4+
AsH4+
+
H3O
+
(PH3 + H )
ion fosfonio
+
ion arsonio
+
ion oxonio
(AsH3 + H )
(H2O + H )
ANIONES
Los iones cargados negativamente se llaman aniones. Ejemplos: F -, S2-, NO31-, SO42-. Los aniones poseen un exceso
de electrones respecto a su estado neutro, según indica la carga de cada ion. Los aniones monoatómicos se
nombran utilizando el sufijo -uro, como indicábamos en los compuestos binarios del hidrógeno.
8
H2O - 1H+ ---> OH-
ion hidróxido
HNO3- 1H+ ---> NO31- ion nitrato ; [ion trioxonitrato (V)]
H2SO4- 2H+ ---> SO42- ion tetraoxosulfato (VI); [ion sulfato]
Estos iones se nombran, según la IUPAC, en la nomenclatura sistemática, pero también está aceptada y se
emplea mucho más la tradicional, basada en las terminaciones ito, ato, según que el ácido de procedencia
termine en oso o ico, respectivamente. Los prefijos hipo y per se conservan.
FÓRMULA
ÁCIDO
PROCEDENCIA
2-
NOMBRE ION
H2SO4
ácido sulfúrico
SO4
H2SO3
ácido sulfuroso
SO32-
ion sulfito
HNO2
ácido nitroso
NO21-
ion dioxonitrato (III)
ácido carbónico
CO32-
ion trioxocarbonato (IV)
H2CO3
HClO
HClO3
1-
ácido hipocloroso
ClO
ácido clórico
ClO3
1-
ion tetraoxosulfato (VI)
ion hipoclorito
ion clorato
ION
SISTEMÁTICA
TRADICIONAL
ClO-
ion oxoclorato (I)
ion hipoclorito
ion tetraoxosulfato (VI)
ion sulfato
ion trioxoclorato (V)
ion clorato
ion trioxosulfato (IV)
ion sulfito
BrO31-
ion trioxobromato (V)
ion bromato
SeO42-
ion tetraoxoseleniato (VI)
ion seleniato
S2O72-
ion heptaoxodisulfato (VI)
ion disulfato
MnO41-
ion tetraoxomanganato (VII)
ion permanganato
Cr2O72-
ion heptaoxodicromato (VI)
ion dicromato
Cl
ion cloruro
ion cloruro
S2-
ion sulfuro
ion sulfuro
SO32-
ion trioxosulfato (IV)
ion sulfito
SO4
2-
ClO3
SO3
1-
2-
1-
Cuando un ácido tiene varios hidrógenos en su molécula puede formar varios aniones según pierda uno o varios
hidrógenos. Para nombrarlos se colocan los prefijos hidrógeno, dihidrógeno, trihidrógeno, etc., según queden en
el ion uno, dos, tres, etc. átomos de hidrógeno (N. sistemática).
H2SO4
HSO41-
ion bisulfato
ion hidrogenosulfato
H3PO4
HPO42-
---
ion hidrógenofosfato
H3PO4
H2PO42-
---
ion dihidrogenofosfato