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TEMA 4:  ESTRUCTURA  ATÓMICA    

TEMA 4: ESTRUCTURA ATÓMICA 1. EL ÁTOMO •

Toda la materia está formada por átomos.

Las sustancias formadas por un sólo tipo de átomo son los elementos. Por tanto, un elemento está formado por un sólo tipo de átomos.

El átomo se puede definir como la partícula más pequeña de un elemento que muestra las propiedades de este elemento.

• Aunque cuando se describió el átomo (el primer modelo lo estableció Dalton) se le consideró indivisible, ya desde finales del siglo XIX (cuando se descubrió que existían partículas con carga eléctrica negativa) se vio que no era así. El átomo está formado por partículas más pequeñas que él, nombradas partículas subatómicas.

1.1.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS En 1897 Thomson realizó experiencias en tubos de descarga encontrando que en los átomos existe una partícula con carga eléctrica negativa, a la que denominó electrón. El electrón tiene una carga de -1,6.10-19 culombios y una masa de 9,11.10-31 Kg. Posteriormente, Rutherford descubrió que en los átomos también existen partículas con carga eléctrica positiva, a la que denominó protón. El protón tiene una carga de +1,6.10-19 culombios y una masa de 1,67.10-27 Kg. Finalmente, Chadwick descubrió que en los átomos había una tercera partícula que no tiene carga eléctrica, a la que denominó neutrón. El neutrón no tiene carga eléctrica y tiene una masa de 1,67.10-27 Kg. Puesto que las masas de las partículas subatómicas son muy pequeñas se utiliza como unidad de masa la u.m.a. (unidad de masa atómica), de forma que: 1 u.m.a. = 1,67.10-27 Kg

 

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Todos los átomos de todos los elementos están

formados

subatómicas:

por

estas

protones,

partículas

neutrones

y

electrones. Lo que varía entre los átomos es el número de cada una de ellas. Por tanto, el diferente número de partículas presentes en los átomos es el responsable de las características diferentes de cada elemento. 1.2.

MODELOS ATÓMICOS A lo largo de la historia se han ido desarrollando diferentes modelos para explicar cómo eran los átomos. Para ello los científicos realizaron diferentes experiencias que explican la formación de los átomos. A continuación, vamos a ver los modelos atómicos que se han ido desarrollando y cómo fueron modificados.

1.2.1. Modelo de Thomson Thomson supuso que los átomos eran una gran masa de carga positiva, y que los electrones se encontraban incrustados en ella, de forma que la carga positiva y negativa se compensa haciendo que el átomo sea neutro.

 

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Más tarde, para comprobar si el modelo de Thomson era cierto, se realizó una experiencia, en la que se hacían chocar partículas alfa (cargadas positivamente) contra una lámina de oro, observando que: •

La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse.

Una pequeña parte de las partículas alfa atravesaba la lámina, pero sufrían una pequeña desviación.

Unas pocas de partículas alfa rebotaban con la lámina de oro.

1.2.2. Modelo de Rutherford El resultado de la experiencia de la lámina de oro, estaba en contradicción con el modelo de Thomson. Para

explicar

los

resultados

de

la

experiencia, Rutherford consideró que toda la carga positiva del átomo tenía que estar concentrada en una parte pequeña del átomo, por eso cuando las partículas alfa chochan contra ese punto, la repulsión entre las cargas del mismo signo hacía que salieran rebotadas.  

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Por tanto, Rutherford estableció el siguiente modelo atómico: “El átomo está formado por un núcleo muy pequeño en el que se encuentra toda la carga positiva y casi toda la masa, y una corteza donde se encuentran girando los electrones alrededor del núcleo en órbitas circulares”. Con el modelo de Rutherford quedaba totalmente explicada la experiencia de la lámina de oro.

1.2.3. Modelo de Bohr Posteriormente, Bohr realizó una serie de estudios que le condujo a establecer que los electrones que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, lo hacen sólo en determinadas órbitas llamadas capas o niveles de energía. A medida que se van llenando los niveles de energía, los electrones se van situando en niveles superiores. Las primeras capas o niveles de energía son:

 

Capa 1: se llena con 2 electrones.

Capa 2: se llena con 8 electrones.

Capa 3: se llena con 18 electrones.

Capa 4: se llena con 32 electrones.

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1.2.4. Modelo actual Actualmente el modelo de átomo fue establecido por Schrödinger y establece que los electrones se sitúan, no en capas como establecía el modelo de Bohr, sino en orbitales. Los orbitales son regiones del espacio en la que existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón. Por tanto, el átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los protones y los neutrones y por orbitales donde se encuentran los electrones girando en torno al núcleo.

 

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EJERCICIOS DEL  LIBRO:     Página  79:  4,  5,  6,  7;  Página  82:  10;  Página  92:  32,  33,  34,  35.  

2. ELEMENTOS Los elementos son sustancias formadas por un solo tipo de átomos. Los elementos químicos que hoy conocemos se fueron descubriendo poco a poco a lo largo de la historia. Hasta el año 1700, sólo se conocían 12 elementos, y en 1830 se habían identificado 55. La mayoría se descubrieron durante el siglo XIX y la lista se completó a lo largo del siglo XX, y en 2011 están identificados 118 elementos (del 113 al 118 no han sido confirmados por la IUPAC), de los cuales 26 son sintéticos. 2.1. ÁTOMOS DE UN ELEMENTO Los átomos de un elemento químico se representan con un símbolo y dos números:

Z

A

X

X: es la inicial del nombre latino del elemento. A: es el número másico Z: es el número atómico El número atómico Z nos indica el número de protones que tiene el átomo. En un átomo neutro, el número de protones coincide con el número de electrones. Por tanto, Z también representa el número de electrones del átomo neutro. El número másico A nos indica el número de protones más el número de neutrones que tiene el átomo.  

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Por tanto, a partir del número atómico y del número másico podemos saber cuántos protones, electrones y neutrones tiene un átomo. Nº PROTONES = Z Nº ELECTRONES = Z Nº NEUTRONES = A – Z Por Ejemplo: ELEMENTO 17 11

NOMBRE

A

Z

Cl

Cloro

35

17

17

17

35-17 = 18

Na

Sodio

23

11

11

11

23-11 = 12

Flúor

19

9

9

9

19-9 = 10

35

23

9

19

F

Nº PROTONES   Nº  ELECTRONES  

Nº NEUTRONES  

EJERCICIOS DEL  LIBRO:     Página  84:  12;  Página  92-­‐93:  36,  37,  38,  39,  40,  41.  

2.2. IONES DE UN ELEMENTO Los iones son átomos con carga, debido a que han perdido o han ganado electrones para formar compuestos. Hay dos tipos de iones: Ø Ión positivo o catión: es aquel átomo que ha perdido electrones, adquiriendo carga positiva. Se representan: ZAXn+ Por ejemplo: 2040Ca2+ protones=20; electrones= 20-2 =18; neutrones=40-20= 20 Ø Ión negativo o anión: es aquel átomo que ha ganado electrones, adquiriendo carga negativa. Se representan: ZAXn-. Por ejemplo: 919F1- protones=9; electrones=9+1=10; neutrones=19-9=10  

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EJERCICIOS DEL  LIBRO:     Página  86:  13  ;  Página  93:  43.  

2.3. ISÓTOPOS DE UN ELEMENTO Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número de protones y de electrones, pero diferente número de neutrones. Por tanto, tienen igual número atómico pero distinto número másico. Pondremos como ejemplo el carbono (abreviado C). El número atómico del carbono es 6 (Z = 6, 6C), pero en la naturaleza encontramos dos isótopos del carbono: El carbono 12 (612C) tiene 6 neutrones (¡recordad! A - Z =126=6 neutrones). El carbono 14 (614C) tiene 8 neutrones (¡recordad! A - Z =146=8 neutrones). El hidrógeno (1H, un sólo protón, Z = 1) tiene tres isótopos, cada uno con su propio nombre: Hidrógeno (A = 1, 11H), no tiene ningún neutrón A - Z = 0 Deuterio (A = 2, 12H), tiene un solo neutrón A - Z = 1 Tritio (A = 3, 13H), tiene dos neutrones A - Z = 2

 

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Los átomos tienen diferentes isótopos que se presentan en la naturaleza en diferentes proporciones. La masa atómica de cada elemento químico, se calcula teniendo en cuenta la masa de cada isótopo y su abundancia (%) en la naturaleza. Así, por ejemplo: el cloro tiene dos isótopos y sus abundancias son: 17

17

35

Cl abundancia 24%

37

Cl abundancia 76%

Masa atómica del Cl = 35 . 0,24 + 37 . 0,76 = 35,48 uma Los organismos vivos mantienen una proporción constante del isótopo

14

C en sus

tejidos. Cuando el organismo muere, la cantidad de ese isótopo va disminuyendo lentamente (se reduce a la mitad en 5730 años) porque este isótopo es radiactivo y se desintegra progresivamente. Por tanto, se puede medir la proporción de

14

C de un

resto orgánico (madera, huesos, tejidos momificados, etc.) y conocer cuánto tiempo hace que murió y por tanto qué antigüedad tiene.

EJERCICIOS DEL  LIBRO:     Página  93-­‐94:  42,  44,  45,  46.      

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2.4. MOL DE ÁTOMOS Trabajar con uma está bien para el mundo atómico (microscópico), pero para el mundo que estamos acostumbrados a ver (macroscópico), la uma se queda pequeña. Muy pequeña. Tenemos que relacionar la uma con los gramos. Para hacer esto necesitamos el mol.

Un  mol  es  la  cantidad  de  átomos  de  un  elemento  que  pesa,  en  gramos,  lo  mismo  que  un   sólo  átomo  de  este  elemento  en  uma.   Así, por ejemplo, la masa atómica del oxígeno es de 16 uma. Un mol de oxígeno será el número de átomos que hay en 16 gramos de oxígeno. En 1811, Amadeo Avogadro enunció: en un mol de cualquier sustancia siempre hay 6,022.1023 partículas. A éste número lo llamó Número de Avogadro. Por lo tanto en 1 mol de oxígeno hay 6,022.1023 átomos de oxígeno. En 1 mol de carbono hay 6,022.1023 átomos de carbono.

En resumen:

1 mol  de  cualquier  elemento  -­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐  A  (nº  másico)  gramos  de  ese  elemento   1  mol  de  cualquier  elemento  -­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐  6,022.1023  átomos  de  ese  elemento   A  (nº  másico)  gramos  de  cualquier  elemento  -­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐-­‐  6,022.1023  átomos  de  ese  elemento      

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Ejemplo 1: Tenemos 75 gramos de sodio, calcula: a) Los moles de sodio. Según la tabla periódica, la masa de sodio es 23 uma. Por tanto, 23 gramos ------------ 1 mol ----------- 6,022.1023 átomos 75 gramos.

! !"#

!" !"#$%&

= 3,26 moles

b) El número de átomos que contiene. 75 gramos.

!,!"".!"!" á!"#"$ !"  !"#$%&

= 1,96.1024 átomos

Ejemplo 2: Calcula para 1,3.1023 átomos de cobre: a) Los moles de cobre Según la tabla periódica, la masa de cobre es 63,5 uma Por tanto, 63,5 gramos ------------ 1 mol ----------- 6,022.1023 átomos 1,3.1023 átomos.

! !"# !,!"".!"!"  á!"#"$

= 0,216 moles

b) Los gramos de cobre 1,3.1023 átomos.

!",! !"#$%& !,!"".!"!"  á!"#"$

= 13,7 gramos

EJERCICIOS Relación  4.1  

 

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3. LA TABLA PERIÓDICA 3.1. UN POCO DE HISTORIA Cuando empezó a aumentar el número de elementos químicos conocidos, uno de los retos de los químicos fue clasificarlos agrupando aquellos que tienen propiedades comunes: §

En 1870, Mendeleiev publicó la primera tabla de los elementos químicos. Los ordenó por su masa atómica y los agrupó por sus propiedades. La llamó tabla periódica

de

los

elementos

porque las propiedades de los elementos se repetían cada cierto número de ellos. Lo más importante es que predijo la existencia de nuevos elementos químicos no conocidos para que se situarán en los huecos que dejó en la tabla. §

Meyer ordenó los elementos atendiendo a los volúmenes atómicos. Su tabla resultó muy parecida a la de Mendeleiev.

§

La tabla periódica actual, utiliza como criterio de ordenación el número atómico. Así, los elementos de una misma columna presentan propiedades semejantes. La tabla periódica consta de 118 elementos ordenados en siete filas y 18 columnas. Las columnas se llaman grupos porque contienen aquellos grupos de elementos que presentaban propiedades similares. Las filas se llaman periodos porque las propiedades de los elementos de una fila van variando de forma periódica: se repiten en el mismo orden en la fila siguiente.

3.2. PROPIEDADES METÁLICAS DE LOS ELEMENTOS Ø Metales: •

Los metales son buenos conductores, tanto del calor como de la electricidad.

 

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Suelen ser sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido), debido a que presentan puntos de fusión y ebullición altos (necesitan altas temperaturas para fundirse) y altas densidades.

Suelen ser materiales que se pueden trabajar fácilmente, dúctiles. Por eso se les utiliza en la fabricación de herramientas (hierro, cobre).

Suelen presentar brillo metálico (brillan como el papel de aluminio).

Además se pueden hacer láminas extremadamente delgadas o hilos que se pueden estirar mucho. A esta propiedad se la llama maleabilidad. El oro y la plata son los metales más maleables.

Ø No metales: •

Son malos conductores del calor y la electricidad.

Debido a sus puntos de fusión y ebullición bajos y a sus bajas densidades, suelen presentarse en forma de líquido o gas aunque hay excepciones como el carbono, el yodo o el azufre que son sólidos.

La mayoría de los sólidos son blandos.

Ø Gases nobles:

 

Se encuentran en la naturaleza como átomos aislados.

Son gases a temperatura ambiente.

Son muy estables, no forman compuestos, no forman iones.

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4. RADIACTIVIDAD La radiactividad es la pérdida o ganancia de algunas partículas que experimentan algunos núcleos atómicos que les lleva a emitir radiación. La radiación emitida puede ser: •

Partículas alfa: Partículas positivas, formadas por dos protones y dos neutrones, es decir, un núcleo de helio.

Partículas beta: Partículas negativas, electrones.

Rayos gamma: Energía emitida en forma de onda.

4.1. FISIÓN NUCLEAR La energía nuclear de fisión (fisión quiere decir cortar, atravesar) es la energía que se libera cuando un núcleo se rompe. Hay ciertos isótopos de elementos con muchos protones que son inestables y tienden a romperse espontáneamente en otros núcleos (formando otros elementos). En este proceso de ruptura se desprende radiación y energía. Los elementos que se rompen espontáneamente son los elementos radioactivos (como el uranio o el radio). Las radiaciones desprendidas por los elementos radioactivos son peligrosas para la salud ya que alteran las cédulas de nuestro cuerpo y causan cáncer a quienes han estado fuertemente expuestos. La energía atómica de fisión es la que los humanos hemos aprendido a usar. La empleamos para generar energía a los ciudadanos (en las centrales nucleares), para diagnosticar o tratar ciertas enfermedades, pero también, desafortunadamente, para fabricar bombas nucleares que matan a miles de personas. Hasta en sus aplicaciones no  

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bélicas, como las centrales nucleares, tiene su lado peligroso: los residuos tóxicos (también radioactivos) y los accidentes (como el de Chernóbil de 1984). 4.2. FUSIÓN NUCLEAR La energía de fusión (que significa unirse) es la que se desprende cuando se unen dos núcleos de determinados elementos para formar un núcleo más grande. Esta es la energía que mantiene encendido nuestro Sol y la responsable de la formación de los diferentes elementos, y por tanto, de todo lo que vemos. Para efectuar las reacciones de fusión nuclear, se deben cumplir los siguientes requisitos: •

Temperatura muy elevada para separar los electrones del núcleo y que éste se aproxime a otro venciendo las fuerzas de repulsión electrostáticas. La masa gaseosa compuesta por electrones libres y átomos altamente ionizados se denomina PLASMA.

Confinamiento necesario para mantener el plasma a elevada temperatura durante un tiempo mínimo.

Densidad del plasma suficiente para que los núcleos estén cerca unos de otros y puedan lugar a reacciones de fusión. Los confinamientos convencionales, como las paredes de una vasija, no son factibles debido a las altas temperaturas del plasma. Por este motivo, se encuentran en desarrollo dos métodos de confinamiento:

Fusión nuclear por confinamiento inercial (FCI): Consiste en crear un medio tan denso que las partículas no tengan casi ninguna posibilidad de escapar sin chocar entre sí. Una pequeña esfera compuesta por deuterio y tritio es impactada por un haz de láser, provocándose su implosión. Así, se hace cientos de veces más densa y explosiona bajo los efectos de la reacción de fusión nuclear.

Fusión nuclear por confinamiento magnético (FCM): Las partículas eléctricamente cargadas del plasma son atrapadas en un espacio reducido por la acción de un campo magnético. El dispositivo más desarrollado tiene forma toroidal y se denomina TOKAMAK.

Es bien sabido que las tres cuartas parte del Planeta están cubiertas por agua, cuyas moléculas están formadas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. El Deuterio es un isótopo estable del hidrógeno formado por un protón y un neutrón. Su abundancia en el agua es de un átomo por cada 6.500 átomos de Hidrógeno, lo que significa que con el contenido de deuterio existente en el agua del mar (34 gramos por metro cúbico) es posible obtener una energía inagotable mediante la fusión nuclear, y cuyo contenido energético es tal que con la cantidad de deuterio existente en cada litro de agua de mar, la energía obtenida por la fusión nuclear de estos átomos de deuterio  

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equivale a 250 litros de petróleo.

• El otro elemento empleado en la fusión nuclear es el Tritio, es el isótopo inestable o radiactivo del átomo de hidrógeno. Está compuesto por un protón y dos neutrones y se desintegra por emisión beta con relativa rapidez, y aunque es escaso en la naturaleza, puede ser generado por reacciones de captura neutrónica con los isótopos del Litio, material abundante en la corteza terrestre y en el agua del mar. El ITER (International Thermonuclear Experimental Reactor, en español Reactor Termonuclear Experimental Internacional) es un proyecto de gran complejidad ideado, en 1986, para demostrar la factibilidad científica y tecnológica de la fusión nuclear. El ITER se construirá en Cadarache (Francia) y costará 10.300 millones de euros, convirtiéndolo en el tercer proyecto más caro de la historia. Su objetivo es probar todos los elementos necesarios para la construcción y funcionamiento de un reactor de fusión nuclear. Los actuales socios del consorcio son: Unión Europea (UE), Rusia (en reemplazo de la Unión Soviética), Estados Unidos (entre 1999-2003), Corea del sur, China (desde febrero de 2003), India y Japón.1 Entre 1992-2004 participó Canadá.

 

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Tema 4: Estructura atómica  

Repaso de modelos atómicos y estructura del átomo