Nombre del/la alumno/a:Unidad Nº 1

Núcleos temáticos de la Guía

Modelos atómicosEstructura atómicaPartículas subatómicas

Objetivos de la Guía Reconocer el desarrollo histórico de los distintos modelos atómicosConocer y describir la estructura interna del átomo

Aprendizaje Esperado

Valorar la importancia del trabajo científico en la construcción del modelo atómico actual

Guía Nº 1 Química:Teoría Atómica

Introducción¿Cómo está constituida la materia? es una pregunta quetiene tantos años como la

propia humanidad. Desde losfilósofos de la antigua Grecia hasta los grandes científicosde nuestra era han basado su trabajo en estecuestionamiento y en las respuestas que a lo largo de lahistoria se han obtenido, llegando a una gran conclusión:“la materia está constituida por átomos”.En la actualidad, sabemos que la materia está constituidapor átomos, pero ¿cómo son?, ¿qué características tienen?El modelo atómico de la materia ha logrado dar respuesta alos cuestionamientos antes planteados, permitiendo a loscientíficos avanzar vertiginosamente en la explicación cabalde gran número de fenómenos cotidianos y extraordinarios,como es la energía nuclear, la transmutación de loselementos y de algo tan simple como la preparación deuna taza de café.

Te preguntarás, entonces, ¿qué es el modelo atómico? Talcomo su nombre lo indica, es una aproximación a larealidad del átomo, que se ha construido gracias al aportede las ciencias físicas, la matemática y la química.

- Principales teorías atómicas:

a) Modelo atómico de Dalton: Con este modelo propuesto entre los años 1803 y 1808 se inició el estudio del átomo. Su esquema es simple, enunciado por tres postulados:

1.- Cada elemento químico se compone de partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. En todos los procesos químicos el número de átomos de cada elemento permanece constante.2.- Todos los átomos de un elemento dado tienen masa y propiedades iguales, pero son distintos de los átomos de los demás elementos.3.-En los elementos químicos los átomos de elementos diferentes están unidos entre sí en proporciones numéricas simples.

b) Modelo atómico de Thomson: JJ Thomson, en 1897, fue el primero en proponer un modelo estructural interno del átomo. Utilizó en sus experimentos un tubo de descargas conocido también como tubo de Crookes. Éste consiste en un tubo de vidrio con electrodos metálicos en sus extremos, conectados a una fuente de energía de corriente continua. Al hacer vacío se observa la emisión de luz, que viaja desde el cátodo (polo negativo) hacia el ánodo (polo positivo). Como la luminosidad provenía del cátodo se les denominó rayos catódicos.

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Thomson colocó una cruz de malta dentro del tubo y observó que producía sombra. Con ello dedujo que el haz de luz esta compuesto de partículas. A su vez sometió a dicho haz a un campo eléctrico y magnético y notó que sufría desviación hacia el polo positivo, dando prueba de su caga eléctrica negativa. Llamó a dicha partícula electrón.

En 1886, Eugene Goldstein observó que al trabajar con un tubo de descarga de cátodo perforado, en dirección opuesta a los rayos catódicos, se desprendía una radiación. Estos rayos fueron designados rayos canales y resultaron ser partículas positivas, originadas por el choque de los rayos catódicos con átomos de gases residuales en el tubo. Con este experimento se estableció la existencia del protón.

c) Modelo atómico de Rutherford: En 1911, Ernest Lord Rutherford y sus colaboradores Hans Geiger y ErnestMardsen, utilizando un haz de radiación alfa (radiación nuclear), bombardearon láminas muy delgadas de oro, colocando una pantalla de sulfuro de Zinc a su alrededor.

Al revisar sus observaciones se lee: "de todas las partículas alfas proyectadas, la gran mayoría pasó sin problemas, pero otras sufrieron desviación". Debido a esto, Rutherford sugirió que el átomo ya no era una estructura compacta. Comprobó que la mayor parte de la masa del átomo estaba al centro, al que llamó núcleo. Éste estaba formado por protones y los electrones girando alrededor y entre ellos había una distancia, dado que las partículas alfa pasaban sin problemas.

Presenta sus estudios en 1911. En 1908 recibe el premio Nobel de Química. El modelo atómico de Rutherford también es conocido como el modelo planetario, debido a su semejanza con el sistema solar.

Rutherford supone la existencia de otra partícula en el núcleo pero no lo demuestra. Quien sí comprueba tal supuesto de Rutherford es James Sir Chadwick, físico británico (1891-1974). Él ocupa la llamada cámara de niebla y en la reproducción observa que una partícula retrocedía. Ésta resultó tener carga eléctrica cero y poseer una masa igual a la del protón. A esta partícula se le conoce como neutrón. Dicho descubrimiento ocurre en el año de 1932 y en 1935 recibe el premio Nobel de Física.

Con ello se demuestra que el átomo no es la partícula más pequeña sino que dentro de ella hay otras aún más pequeñas, las cuales nuevamente agrupadas dan origen al átomo. El átomo entonces está compuestoporprotones, neutrones y electrones.

- Modelo Atómico de BohrEl modelo de Rutherford distingue un núcleo, formado por protones y neutrones y

una envoltura que son los electrones. Sin embargo, este modelo no da información de cómo se distribuyen los electrones ni explica el hecho de que los átomos emitan o reciban energía.

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Fue Niels Bohr (1885-1962) quien propone una mejora al modelo de Rutherford. Él argumentó lo siguiente: "dado que estamos en presencia de partículas, las cuales presentan carga eléctrica, necesariamente debe producirse una atracción entre ellas".Por lo tanto, el núcleo ejercerá atracción sobre el electrón, a tal punto de que el electrón empezará a proyectarse rápidamente al núcleo con la consecuencia de destruirlo. Esto no podía ser. El átomo es eterno, eso estaba claro.

1. Existen niveles de energía permitidos, que van de n igual uno a infinito.2. Hay órbitas estacionarias en la cuales se mueve el electrón. No se manifiesta energía en estas órbitas.3. El electrón podrá saltar de un nivel a otro de energía, sólo si se le entrega un cuantum de energía, expresado en valores enteros y no en fracciones.4. Cuando el electrón pasa de un nivel menor a uno mayor de energía, ese proceso se llama absorción. Si va de uno mayor a uno menor, se llama emisión.5. Para que ocurra ese salto entre los niveles deberá procurar una frecuencia tal que concuerde con esa diferencia energética.

Modelo Mecánico Cuántico

El Modelo Mecánico Cuántico es la explicación actual sobre el comportamiento del átomo, fue desarrolladoentre los años 1924 y 1927 por varios científicos. Quien inicia este modelo fue Louis de Broglie, quien intuyó que los electrones deberían tener el comportamiento de una onda. Esto fue demostrado en 1927. Esta particular conducta de los electrones implica la imposibilidad de determinar simultáneamente y con igual exactitud la posición y la velocidad de éstos, pues para conocerlas se debe interactuar con esta partícula. Este postulado se conoce con el nombre de Principio de Incertidumbre y fue enunciado en 1927 por Werner Heisenberg.

Dado que el electrón es una partícula que presenta propiedades de onda, su movimiento pudo ser descrito por medio de una ecuación de onda. Erwin Schrödinger, en 1926, empleó las ideas de Broglie para llegar a una ecuación de onda que podría aplicarse al átomo de hidrógeno.

La resolución de la ecuación de Schrödinger difiere de las ecuaciones simples, puesto que es una ecuación diferencial. Una de las características de éstas es el gran número de soluciones posibles.Los resultados obtenidos para el átomo de hidrógeno se pudieron extender con éxito al resto de los elementos del sistema periódico.

Estructura Atómica:

Las partículas fundamentales del átomo son los protones y los neutrones, concentrados en el núcleo, y los electrones distribuidos en la periferia del átomo.

Las masas y las cargas de estas partículas son extremadamente pequeñas ya para su mayor comprensión y uso, es recomendable expresar estas cantidades como números relativos. La carga 1,602 · 10-19 coulomb se hace equivalente a una “carga unitaria”. Cada protón y cada neutrón, de masas parecidas, se hacen equivalentes a una unidad de masa o número de masa. De este modo, el núcleo de helio tiene carga +2, y como posee dos protones y dos neutrones, su número de masa es 4.

Para cualquier átomo es recomendable sistematizar los siguientes conceptos:

- Número atómico (Z): Corresponde al número de protones presentes en el núcleo atómico. Este número permite ordenar y dar la “identidad” de cada átomo en el sistema periódico.

- En un átomo neutro el número de protones (p+) es igual al número de electrones (e).

- Número de masa o número másico (A):Corresponde a la suma de protones y neutrones presentes en el núcleo.

Número másico = número de protones + número de neutrones = número atómico + número de neutrones

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Una forma simple de expresar la composición nuclear para un elemento X es mediante la simbologíaAXz

Deeste modo los núcleos de helio y flúor se representan por:4He2

19F9

En el núcleoA = p + n A = Z + n En un átomo neutro: Z = ne

En un catión: Z>ne

En un anión: Z<ne

El núcleo de helio tiene 2 neutrones y el de flúor 10.

Esquema de partículas fundamentales en los átomos de helio y flúor

El Cuadro 1.1 resume las propiedades de masa y carga de las partículas fundamentales del átomo.Partícula Masa/g Masa/u Carga/C Carga

unitariaElectrón 9,1095 ·10 -28 0,000548 - 1,602 · 10-19 -1 n

iProtón 1,6725 ·1O-24 1,0072 + 1,602· 10-19 +1Neutrón 1,6750 · 1O-24 1,0087 0 0

En química es fundamental preguntarse si todos los átomos están constituidos por las mismas partículas elementales, ¿por qué los átomos de diferentes elementos tienen propiedades químicas diferentes? La respuesta radica en el número de partículas nucleares y en el número de electrones, cuyas cantidades diferencian un átomo de un elemento de un átomo de otro elemento. Los electrones, al disponer mayor movilidad, están capacitados para relacionarse con los electrones de otros átomos y promover diferentes ordenaciones entre átomos. Los procesos químicos corresponden a reordenamientos atómicos que dan lugar a diferentes moléculas.

Se ha establecido que el carbono (C12), uno de los isótopos del elemento carbono, tiene exactamente un peso de 12 unidades de masa atómica. Entonces, tomando como patrón el C12, la unidad másica atómica (uma) es igual a 1/12 de la masa del C12.

• Átomo negativoEs aquel en el cual el número de electrones es mayor con respecto al número de protones. También se llama Anión.

• Átomo neutro

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Es aquel en el cual el número de protones es igual al número de electrones y se refiere a un átomo en su estado natural.

• Átomo positivoEs aquel en el cual el número de electrones es menor en comparación al número de protones. También se llama Catión.

Tipos de átomos:

a) Isótopos: Son aquellos átomos que presentan igual número atómico, pero distinto número másico. Se establece en átomos del mismo elemento.

Ejemplo:El oxígeno tiene tres isótopos (igual Z, distinto A)

15O8 16O8

17O

b) Isóbaros: Son aquellos átomos que presentan igual número másico y distinto número atómico.

Ejemplo:

14C6 14N7

c) Isótonos: Son átomos que presentan distinto número másico, distinto número atómico, pero tienen igual número de neutrones.

Actividades:

1- Respecto a los modelos atómicos precursores del modelo actual, completa el siguiente cuadro comparativo de sus estructuras

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- 2.- Señala brevemente cuál fue el aporte que realizó el trabajo cada uno de los siguientes científicos a la construcción del modelo actual del átomo.

Estructura atómica:

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4.- En relación a la estructura atómica, completa el siguiente cuadro. Con el valor de Z obtenido identifica cada elemento en el sistema peri

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