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Liceo 1 Javiera Carrera
Dpto. Biología
Prof. Danilo Parra l.
Nivel Octavo Básico
INSTRUCCIONES: este tema no fue tratado en clases presenciales, por lo tanto, lean y desarrollen esta guía que
será parte de los contenidos de refuerzo en marzo.
Aprendizajes Esperados
Comprender la estructura interna de la materia, basándose en los modelos atómicos desarrollados por los científicos a través del tiempo. Comprender que el conocimiento acumulado por la ciencia es provisorio, y que está sujeto a cambios a partir de la obtención de nueva evidencia. En la antigüedad, en filosofía y en ciencias se debatía acerca de la composición de la materia y de la existencia o
inexistencia de las partículas que la conforman. Hoy en día, el avance de la tecnología ha permitido a los científicos
efectuar descubrimientos que se han ido complementando a través del tiempo. Estos descubrimientos están
basados en el planteamiento de hipótesis de trabajo que se han contrastado con la evidencia y el conocimiento
disponible en ese momento. Así entonces, se formulan nuevas hipótesis que se contrastan con las anteriores y han
determinado la evolución de los distintos modelos atómicos.
Cerca del 300 a. C., Leucipo y Demócrito fueron los primeros en proponer la existencia de partículas
elementales que formaban toda la materia y que eran indivisibles. Estas ideas fueron rápidamente rebatidas y
criticadas por su contemporáneo Aristóteles quien postulaba que la materia estaba compuesta por cuatro
cualidades: fuego, aire, agua, tierra, y agregó el éter como quinto elemento. Gracias a su gran prestigio, Aristóteles
hizo prevalecer sus pensamientos por sobre los demás. ¿Crees tú que estas primeras hipótesis podían
contrastarse o comprobarse de alguna manera? Ciertamente no, ya que no se disponía de evidencia empírica
(experimental) para comprobarlas.
Históricamente John Dalton, en 1805, había demostrado que ciertas propiedades químicas de la materia podían
entenderse si se pensaba que la materia estaba formada por átomos que se combinaban para crear distintos
compuestos. Pero no postuló ningún modelo de la forma y estructura que podrían tener estos átomos.
John Dalton formuló su teoría atómica en 1805, veintitrés siglos después de Demócrito.
En ella se destacan cinco postulados básicos:
De la teoría atómica de Dalton se destacan las siguientes definiciones:
 Átomo: partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.
 Elemento: sustancia que está formada por átomos iguales como el hidrógeno.
 Compuesto: sustancia que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas, como el
agua.
Al leer las hipótesis de la Teoría atómica de Dalton, queda claro que esta tenía mucho de cierto, excepto algunos
puntos que con el tiempo y diversas investigaciones se fueron aclarando. Uno de estos puntos era la indivisibilidad
del átomo. Dalton, al igual que Demócrito, supuso que los átomos no se podían dividir, pero a partir de fines del
siglo XIX y principios del siglo XX se hicieron muchos descubrimientos que determinaron y comprobaron lo
contrario. Se descubrió que el átomo estaba formado por tres partículas subatómicas: electrón, protón, neutrón.
Los modelos experimentales
Casi un siglo después, en 1904 el físico británico Josept Thomson descubrió que existían partículas muy
pequeñas de carga negativa llamadas electrones.
Thomson formuló una hipótesis en la que el átomo era una esfera de carga positiva con cargas negativas
incrustadas.
Thomson realizó un experimento donde utilizó un tubo al vacío (sin aire y otros gases en su interior), el que fue
denominado tubo de rayos catódicos. En cada extremo del tubo se colocó una pieza metálica llamada electrodo
Conectada a un terminal metálico fuera del tubo. Estos electrodos se cargan eléctricamente cuando se conectan a
una fuente de alto voltaje. Cuando los electrodos están cargados unos rayos viajan en el tubo desde el electrodo
negativo (cátodo) hacia el electrodo positivo (ánodo).debido a que los rayos se originaban en el cátodo, los rayos
se denominan rayos catódicos.
Thomson descubre que los rayos se desvían hacia una placa de carga positiva y se alejan de una placa de carga
negativa. Se sabía que los objetos con cargas iguales se repelen y con cargas diferentes se atraen. Thomson
concluye que los rayos catódicos estaban constituidos por partículas invisibles con carga negativa y prácticamente
sin masa, a las que llamó electrones.
Con el descubrimiento del electrón, Thomson demuestra que el átomo no es indivisible y que estaría formado por
electrones y carga positiva. En 1904 propone su modelo atómico llamado budín de pasas (primer modelo de
átomo)
Este modelo postulaba que los electrones estaban incrustados en una esfera de carga positiva (no se conocía el
nombre de protón todavía) y donde la proporción de carga negativa es igual a la proporción de carga positiva,
porque el modelo postulado era eléctricamente neutro.
El protón con posterioridad al descubrimiento del electrón, el físico alemán Eugen Golstein había descubierto otras
partículas muy pequeñas de carga positiva (llamadas protones por Rutherford). Este descubrimiento lo realizó en
un tubo al vacío semejante al de tubo de rayos catódicos. Los protones fueron observados como un haz de luces
que viajaban desde el ánodo (electrodo positivo) al cátodo o electrodo negativo. Estos rayos tenían carga positiva,
se les denominó rayos anódicos o rayos canales.
En 1911 Ernest Rutherford, físico inglés y sus colaboradores Geiger y Marsden pusieron a prueba el modelo de
Thomson
•
Pocas las partículas que se desvían.
Partículas alfa no desviadas: era la gran mayoría, esto significa que pasan a través de un gran espacio vacío
4
en una proporción de radio 10 , es decir, casi la totalidad del átomo se encuentra vacío. Esto es comparable
con la distancia que separa a una pelota de tenis (núcleo atómico) situada en el centro de un estadio vacío
hasta la última grada donde se puede sentar un espectador (corteza atómica).
El Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear, por lo tanto establece que:
- El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y casi toda la masa.
- La carga positiva de los protones del núcleo se encuentra compensada por la carga negativa de los electrones,
que están fuera del núcleo.
- El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones del átomo.
- Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo y están separados de éste por una gran distancia.
El Neutrón: la masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, Rutherford
supuso que tenía que haber otro tipo de partículas subatómicas en el núcleo de los átomos.
Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de
neutrones.
Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.
Estructura del átomo
Según esto, el átomo quedó constituido así:
- Una zona central o NÚCLEO donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la
masa del átomo, aportada por los protones y los neutrones.
- Una zona externa o CORTEZA donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo.
Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo, por lo que el conjunto del átomo es
eléctricamente neutro.
Nuevos hechos, nuevos modelos
El modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar ciertos hechos:
- La carga negativa del electrón en movimiento iría perdiendo energía hasta caer contra el núcleo y esto haría que
los átomos fuesen inestables.
- Al hacer pasar radiación visible por un prisma, la luz se descompone en los colores del arco iris, esto se conoce
como espectro continuo de la luz visible:
Pues bien, la luz que emiten los átomos de los elementos dan lugar a espectros discontínuos:
El hecho de que cada átomo tenga un espectro de rayas distinto y discontinuo debe estar relacionado con su
estructura. Esto no se podía explicar con el modelo de Rutherford.
El modelo atómico de Bohr
Para solucionar los problemas planteados, el físico danés Niels Bohr formuló, en 1913, una hipótesis sobre la
estructura atómica. Sus postulados eran:
1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en las que no emite energía. El
electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del
núcleo.
2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía hasta otro
de menor energía.
La distribución de electrones
Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Hacia 1920 se
introdujeron modificaciones y se desarrollaron nuevos modelos atómicos.
De acuerdo con este nuevo modelo, alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía:
- En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones.
- En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.
- En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.
La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce como estructura o
configuración electrónica del elemento.
Ejemplos:
2He
Tiene sólo 2 electrones. Se sitúan en la primera capa. Se
representa como (2). Las capas se colocan entre paréntesis y se
separan por comas.
10Ne
-> (2,8)
18Ar
-> (2,8,8)
11Na
15P
-> (2,8,1)
-> (2,8,5)
A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones de valencia y, al nivel que
ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los responsables de las propiedades químicas de las sustancias.
Identificación de los átomos
Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya que éste es fijo para los átomos de
un mismo elemento. Por ejemplo: Todos los átomos de hidrógeno tienen 1 protón en su núcleo, todos los átomos
de oxígeno tienen 8 protones en su núcleo, todos los átomos de hierro tienen 26 protones en su núcleo, ..., y esto
permite clasificarlos en la tabla periódica por orden creciente de este número de protones.
Número atómico: Es el número de protones de un átomo. Se representa con la letra Z y se escribe como
subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: ZX.
Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
Número másico: Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se representa con
A
la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento: X.
El número de neutrones (N) se puede calcular como diferencia entre el número másico y el número atómico:
N=A-Z
Así, para el núcleo de carbono del siguiente ejemplo, se conoce que Z = 6 y A = 14.
Por tanto, está formado por 6 protones y 8 neutrones
Complete el siguiente cuadro con la información estudiada:
1
8
Ejemplos: H, O,
26
Fe.
De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo:
3
1H -----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3 - 1 = 2 neutrones y, como es neutro, tiene 1
electrón.
Si tenemos un ión habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el átomo fuese neutro.
- Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que aparezca con la carga positiva:
25
12Mg
+2
-----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12 protones, 25 - 12 = 13 neutrones y, al ser
positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendría neutro: 12 - 2 = 10 electrones.
- Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que aparezca con la carga negativa:
19
9F
-1
-----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9 protones, 19 - 9 = 10 neutrones y, al ser negativo,
tendrá 1 electrón más de los que tendría si fuese neutro: 9 + 1 = 10 electrones.
Aquí puedes introducir Z, A y la carga (con su signo) para un átomo determinado y obtendrás el número de
partículas que tiene:
Isótopos
A comienzos del siglo XX se descubrió que no todos los átomos de un mismo elemento tenían la misma masa. Es
decir, el número de neutrones puede variar para átomos del mismo elemento.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico, pero distintos números
másicos. Es decir, tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones.
Ejemplo: El elemento hidrógeno, cuyo número atómico es 1 (es decir, que posee un protón en el núcleo), tiene 3
isótopos en cuyos núcleos existen 0, 1 y 2 neutrones, respectivamente.
En el siguiente ejemplo se muestran dos isótopos del nitrógeno. Se nombran como nitrógeno-15 y
nitrógeno-14.
Ambos corresponden al elemento químico llamado nitrógeno, ya que tienen como número atómico 7
Masa atómica relativa
La masa atómica relativa de un elemento es la que corresponde a uno de sus átomos y equivale prácticamente a la
suma de las masas de sus protones y neutrones, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede
despreciarse. Así, la mayor parte de la masa del átomo se encuentra en el núcleo.
Como la unidad de masa en el SI, el kilogramo, es demasiado grande se ha buscado una unidad del tamaño de los
átomos de la siguiente forma:
12
- Se ha escogido el átomo de carbono-12 ( C) como átomo de referencia.
- Se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya que tiene 6 protones y 6 neutrones.
- La unidad de masa atómica (uma) es la 1/12 parte de la masa del átomo de carbono-12.
La masa de un átomo medida por comparación con la masa del carbono-12 se llama masa atómica. Se encuentra
recogida en la tabla periódica su valor para cada elemento.
Isótopos y masa atómica
Como hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales. La mayoría de los
elementos tienen diferentes isótopos y esto hay que tenerlo en cuenta para calcular la masa atómica.
La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Por eso, la masa atómica de un
elemento no es un número entero).
Ejemplo: El cloro tiene 2 isótopos,
y del 24,5 %, respectivamente.
35
17Cl
y
37
17Cl,
que se presentan en la naturaleza con una abundancia del 75,5 %
La masa atómica del cloro será la media ponderada: 35 · 75,5/100 + 37 · 24,5/100 = 35,5 uma
RESUMEN
ACTIVIDADES 1.-­‐ Observa el siguiente dibujo de la experiencia realizada por Rutherford y sus colaboradores.
a) Señale por qué sirvió para desterrar el modelo de Thomson.
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_____________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________
___
b) ¿Por qué rebotaban algunas partículas y otras se desviaban?. Haz un modelo para explicarlo.
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___________________________________________
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3.- ¿Cuál es la importancia de los rayos catódicos en la historia del átomo?
A) Permite el descubrimiento de las partículas subatómicas.
B) Revela las propiedades macroscópicas de la materia.
C) Se emplea para fabricar pantallas de televisores.
D) Para observar el paso de los rayos luminosos.
4.- La visión de los sabios griegos sobre los átomos consideraba que éstos eran:
A) Infinitamente divisibles.
B) Partículas más pequeñas.
C) Materia indestructible.
D) Indivisibles.
5.- ¿Cuál de los siguientes postulados NO corresponde a Bohr?
A) Los electrones pueden saltar de una órbita a otra, dependiendo de la energía.
B) Cada nivel energético posee un determinado número de electrones.
C) Los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en la corteza.
D) La energía está cuantificada y depende del movimiento del electrón.
6.-
¿Cuál es el número atómico (Z) y la carga de este átomo, respectivamente?
A) 2; -1
B) 3; +1
C) 4; +2
D) 7; -2.