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ESTRUCTURA ATÓMICA I. MODELOS ATÓMICOS.
1. MODELOS ATÓMICOS.
2. PARTÍCULAS CONSTITUYENTES DEL ÁTOMO.
3. MODELO ATÓMICO DE BOHR.
4. ACTIVIDADES.
1. MODELOS ATÓMICOS.
La idea de la existencia de los átomos se remonta al año 500 a. de C. porque Demócrito
consideraba la materia formada por partículas indivisibles, llamadas átomos.
1.1. Teoría de Dalton.
Cuando Dalton elaboró su teoría atómica 1803, se conocía la ley de la conservación de la
materia, la de proporciones definidas y proporciones recíprocas y proporciones múltiples enunciada por él
mismo. La teoría se puede resumir en los siguientes puntos.
1.
los elementos están formados por partículas independientes e indestructibles (átomos).
2.
todos los átomos de un elemento determinado son iguales en masa y en propiedades y diferentes
a los de cualquier otro elemento.
los compuestos están formados a partir de átomos de distintos elementos, entre los que se
establece una relación numérica sencilla.
las relaciones que se establecen entre los átomos que forman un compuesto, hacen que esté
presente unas propiedades características y que su masa sea siempre la misma.
3.
4.
1.2. Modelo atómico de Thomson.
J.J. Thomson , en 1897 estudiando la naturaleza de los rayos catódicos, descubrió el electrón.
En su trabajo utilizó un tubo de rayos catódicos. Ampére y Faraday profundizaron en el estudio de la
electricidad y la electroquímica sugiriendo una relación íntima entre la materia y las cargas eléctricas. El
descubrimiento de las partículas subatómicas comenzó cuando se impuso el tubo de descarga como
herramienta de investigación en la naturaleza de la materia.
El estudio de la conductividad de gases a baja presión en un tubo de descarga reveló una luminiscencia
en la pared del tubo opuesta al cátodo (polo negativo). La causa de esta luminiscencia era un chorro de
partículas con carga negativa que parecía provenir del cátodo. Estas partículas se denominaron Rayos
Catódicos.
A LA BOMBA
DE VACÍO
ÁNODO (+)
Luminiscencia
-
CÁTODO (–)
RAYOS
CATÓDICOS
Eran partículas o radiaciones que se alejaban del cátodo en línea recta. Por ello recibieron
el nombre de rayos catódicos.
Eran partículas provistas de una gran energía cinética. Por tanto, indicaba que eran
partículas materiales y no radiaciones (giraban una rueda de paletas colocada en el camino).
Se comportaban como una corriente eléctrica de carga negativa porque se desviaban hacia
la placa positiva al aplicar un campo eléctrico externo. (Figura 1)
Se comprobó que los rayos catódicos obtenidos con gases diferentes son iguales entre sí y que, en todos
los casos, las partículas tenían una relación carga / masa idéntica. El valor de esta relación fue
determinado por Thomson.
Q / m = -1.76 · 1011 C · K– 1
Como consecuencia, se dedujo que la electricidad no era una magnitud continua, sino que estaba formada
por partículas elementales llamadas electrones.
Thomson propuso que el átomo no debía considerarse como una partícula indivisible tal y como decía
Dalton, sino que estaba formado por cargas negativas,
electrones. Éstos estaban incrustados en una masa esférica de
densidad uniforme, con carga positiva y naturaleza aún no
conocida. El átomo era eléctricamente neutro por lo que la
carga negativa total de los electrones era la misma que la
positiva de la masa en la que se encontraban incrustados.
Este modelo atómico desvelaba la naturaleza de los rayos
catódicos (electrones liberados de los átomos del gas) y daba
una explicación a que sean idénticos independientemente del
gas analizado.
1.3. Modelo atómico de Rutherford.
Becquerel (1896) descubrió la radiactividad natural, lo cual llevó al conocimiento de tres tipos de
partículas:
- Rayos alfa [α]: partículas con carga positiva
- Rayos beta [β]: partículas con carga negativa
- Rayos gamma [γ]: naturaleza inmaterial y sin carga. Son ondas electromagnéticas.
Todo esto sugería la posibilidad de que los átomos no eran partículas indivisibles.
El estudio con más detalle del fenómeno que se produce en el tubo de descarga, revela la existencia de
otra radiación. Si se utiliza un cátodo perforado, se observa una radiación de partículas con carga positiva
que proviene de los canales abiertos en el cátodo. (Figura 3). Por ello, esta nueva radiación recibe el
nombre de Rayos Canales. Sus características son las siguientes:
-
Está formada por partículas con carga positiva porque se dirigen hacia el cátodo e
incluso lo atraviesan si presenta orificios o canales.
La relación entre la carga y la masa es diferente según el gas empleado en el tubo.
Más tarde, se comprobó que la carga de estas partículas era igual a la del electrón pero de signo contrario,
por lo que sugería la existencia de otra partícula subatómica con carga positiva: el protón.
Rutherford discípulo de Thomson (1903) empleó las partículas α para determinar la estructura interna de
la materia. Cuando estas partículas atravesaban láminas delgadas de metal, se observaba lo siguiente:
•
•
•
La mayoría de las partículas atravesaba
la lámina sin desviarse.
Algunas partículas se desviaban de su
trayectoria inicial.
Otras partículas rebotaban contra la
lámina.
Por tanto, estas observaciones no podían explicarse
por el modelo de Thomson, que no preveía
desviaciones de este tipo.
Los resultados de Rutherford le llevaron a establecer
un nuevo modelo atómico denominado MODELO
NUCLEAR DEL ÁTOMO. Según este modelo, el
átomo está formado por un núcleo y una corteza.
-
- El átomo posee un núcleo
central pequeño, con carga positiva y que contiene casi toda la masa del átomo.
La corteza está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en
órbitas circulares.
La suma de las cargas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva
del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro. (Figura 5)
2.
PARTÍCULAS CONSTITUYENTES DEL ÁTOMO.
Al bombardear una muestra de berilio con partículas alfa se detecta una nueva radiación, que carece de
carga, es muy penetrante y hace retroceder a los átomos con los que choca. Para explicarlo, se supuso
que la radiación estaba formada por neutrones, unas partículas cuya masa es similar a la del protón pero
carece de carga. El descubrimiento del neutrón nos permite imaginar un átomo en el que el núcleo
atómico está formado por protones y neutrones.
De acuerdo con ese modelo, se denomina número másico (A) a la suma de protones y neutrones del
núcleo. Se representa por la letra A y determina el isótopo del elemento.
Se denomina número atómico (Z) al número de protones del núcleo. Se representa por la letra Z y
determina el elemento de que se trata.
Por tanto, el número de neutrones del núcleo es N = A – Z
La notación isotópica incluye el número másico (A), el número atómico (Z) y el símbolo del elemento
(X):
Electrón
Protón
Neutrón
Símbolo
ep
n
Carga
1,602x10-19
1,602x10-19
0
-28
Masa
9,109x10 g
1,6725x10-24 g
1,6748x10 -24 g
2.1 Isótopos.
Los átomos que forman un elemento no son iguales en todo, sino que puede haber átomos con las
mismas propiedades químicas pero diferente masa.
Por tanto, los isótopos son átomos de un mismo elemento químico que tienen igual número atómico y
distinto número másico.
Los núcleos de los isótopos tienen el mismo número de protones y un número distinto de neutrones, y su
corteza posee el mismo número de electrones.
En estado natural, los elementos químicos son una muestra de varios isótopos. En una muestra de un
elemento químico se denomina abundancia isotópica de cada isótopo del elemento al cociente entre el
número de átomos de dicho isótopo y el número total de átomos que forman la muestra. Suele expresarse
en porcentaje.
La masa isotópica se refiere a la masa, expresada en unidades de amasa atómica, de un átomo concreto
de un elemento correspondiente a un determinado isótopo.
3. MODELO DE BOHR. ESPECTROS.
El origen de la teoría
cuántica se debe a
Maxwell
que
afirmaba que la luz
era
una
onda
electromagnética.
Se denomina espectro a la radiación electromagnética, visible o no, que emite o absorbe una sustancia.
Dicha radiación sirve para identificar la sustancia.
a)
Teoría cuántica de Planck
La distribución de energía en función de la longitud de onda para la radiación que emite un sólido
incandescente a distintas temperaturas, se denomina Espectro continuo de emisión. Planck propuso la
siguiente hipótesis:
“Al igual que la materia está formada por partículas elementales, la energía se emite en forma de
paquetes elementales llamados cuantos de energía o fotones.”
La energía de cada cuanto se calcula mediante la expresión: E = h · ν
h : constante de Planck – 6.625 · 10-34 J · s
ν : frecuencia de la radiación
b) Espectros discontinuos
La luz que emite un elemento al calentarlo presenta un espectro de emisión, formado por líneas, en vez
de ser una banda continua. En ese espectro, la longitud de onda de cada línea es propia del elemento que
la produce. Si en vez de calentar el elemento, hacemos pasar todas las frecuencias de la radiación
electromagnética a través de la sustancia que se va a estudiar y analizamos las frecuencias que dicha
sustancia absorbe, se obtiene un espectro de absorción.
c)
Modelo atómico de Bohr
Según lo que decía Rutherford, el átomo no era estable, ya que una partícula cargada que describe un
movimiento debe radiar energía de modo continuo, lo que haría que los electrones acabaran
precipitándose sobre el núcleo.
Bohr aplicó al átomo de hidrógeno las ideas sobre la cuantización de la energía y elaboró un nuevo
modelo basado en los siguientes postulados:
-
-
-
-
La energía del electrón dentro del átomo está cuantizada, es decir, el e- solo ocupa unas
posiciones o estados estacionarios alrededor del núcleo con unos valores determinados de
energía.
El e- se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. Cada una de estas órbitas
corresponde a un estado estacionario o nivel de energía permitido y se asocia a un número
natural: n = 1, 2, 3, …
Los niveles de energía permitidos al e- son aquellos en los que su momento angular, m · v · r
(m: masa, v: velocidad del e- y r: radio de la órbita) es un múltiplo entero de H / 2π, donde h
es la constante de Planck.
Sólo se absorbe o emite energía cuando un e- pasa de un nivel de energía a otro.
∆E = Ef – Ei
∆E = h · ν
ν = ∆E / h = (Ef – Ei) / h
Ef : energía del nivel de llegada
Ei : energía del nivel de partida
∆E : variación de energía
ν : frecuencia
(abajo dirección donde podeis encontrar mas información sobre modelos artómicos)
http://images.google.com/imgres?imgurl=http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema4/imagen
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w=510&sz=54&hl=es&start=16&usg=__OQauQeDotugu_ipSqszedwjyUY=&tbnid=6W6_BC4rDS10bM:&tbnh=69&tbnw=131&prev=/images%3F
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4. ACTIVIDADES.
1.
escribir los símbolos nucleares de tres isótopos del oxígeno. (número atómico =8) que tienen 8,9
y 10 neutrones.
2. una de las especies más dañinas en la lluvia radiactiva es el isótopo radiactivo del Estroncio
90
38 Sr .¿ Determine Z, A y número de neutrones de su núcleo.
3. Escribe con la notación adecuada los siguientes isótopos neutros:
a) número másico 35 y 19 neutrones
b) número másico 239 y 94 electrones
c) isótopo de bario con 83 neutrones
4. Escribe el número atómico, el número másico, el número de e- y el número de neutrones de los
isótopos: 16S34 , 7N15 , 91Pa234 , 10Ne22
5. El magnesio presenta en la naturaleza tres isótopos distintos. La abundancia relativa y las masas
isotópicas de cada uno aparecen en la tabla siguiente:
ISÓTOPO
24
12Mg
25
12Mg
26
12Mg
ABUNDANCIA (%)
78.70
10.13
11.17
MASA ISOTÓPICA (U)
23.98504
24.98584
25.98259
Determina la masa atómica
del magnesio.
6. El boro presenta dos isótopos en la naturaleza: 5B10 y 5B11, cuyas abundancias y masas isotópicas
se recogen en la siguiente tabla:
ISÓTOPO ABUNDANCIA (%)
10
19.6
5B
11
B
80.4
5
Calcula la masa atómica del boro.
MASA ISOTÓPICA (u)
10.01294
11.00931
7. Calcula la energía de un fotón perteneciente a una luz con una longitud de onda de 500 nm. Datos:
h = 6.62 · 10-34 J · s, c = 3 · 108 m · s-1
8. Calcula la longitud de onda de una radiación cuyos fotones presentan una energía de 5 · 10-20 J.
Datos: h = 6.62 · 10-34 J · s, c = 3 · 108 m · s-1