Estructura Atómica de la Materia - Resumen PDF

U3. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA 1  Índice 1. TEORÍAS ATÓMICAS 1.1. Primeas teorías atómicas 1.2. Modelo atómico de Dalton 1.3. Modelo atómico de Thomson 1.4. Modelo atómico de Rutherford 1.5. Modelo atómico de Bohr 2. NATURALEZA INTERNA DE L...

U3. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA 1  Índice 1. TEORÍAS ATÓMICAS 1.1. Primeas teorías atómicas 1.2. Modelo atómico de Dalton 1.3. Modelo atómico de Thomson 1.4. Modelo atómico de Rutherford 1.5. Modelo atómico de Bohr 2. NATURALEZA INTERNA DE LA MATERIA 3. NÚMERO ATÓMICO Y NUMERO MÁSICO 2  1.1 INTRODUCCIÓN A LAS TEORÍAS ATÓMICAS Desde los tiempos más antiguos, los filósofos han especulado sobre la estructura de la materia que nos rodea. En la antigua Grecia, durante 1. TEORÍAS ATÓMICAS los siglos V y IV a. C. se extendieron dos tendencias filosóficas que la explicaban de forma distinta: o Teoría de los cuatro elementos: algunos filósofos griegos como Empédocles y Platón (siglo V a. C.) y, más tarde, Aristóteles (siglo IV a. C.) postularon que el universo estaba formado por cuatro elementos, agua, aire, fuego y tierra. o Teoría del atomismo: Leucipo de Mileto y su discípulo Demócrito (siglo V a. C.) creían que, en las sucesivas divisiones de cada uno de los cuatro elementos, una de las partículas obtenidas sería tan pequeña que ya no podría dividirse más. A estas partículas indivisibles las llamaron átomos. 3  1.2 TEORÍA ATÓMICA DE DALTON John Dalton (1766-1844) era un maestro de escuela que se basó en las leyes descubiertas 1. TEORÍAS ATÓMICAS por Lavoisier y otros experimentadores del siglo XVIII , la ley de conservación de la masa y la ley de las proporciones constantes, para proponer su teoría atómica: 1. Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas, separadas e indivisibles llamadas átomos. 2. Los átomos del mismo elemento son iguales tanto en masa como en el resto de sus propiedades. 3. Los átomos de elementos distintos son diferentes en su masa y en el resto de sus propiedades. 4 4. Los átomos de elementos diferentes se unen  1.3 TEORÍA ATÓMICA DE THOMSON A finales del siglo XIX fue J. J. Thomson (1856-1940) quien realizó el experimento que demostró su existencia. Los rayos catódicos: el descubrimiento del electrón 1El aparato que utilizó Thomson consistía en un tubo de 1. TEORÍAS ATÓMICAS vidrio donde se había hecho el vacío y en el que había dos electrodos conectados a un voltaje muy alto. Al conectarlo, en la pantalla al fondo del tubo, aparecía una fluorescencia, procedente de un haz invisible que provenía del cátodo y que llamó rayos catódicos. 2Thomson probó con diferentes materiales en el cátodo y distintos gases en el tubo, pero concluyó que los rayos tenían siempre las mismas características. p u l s a https://www.youtube.com/watch?v=F0I-11R 5 _IHg  1.3 TEORÍA ATÓMICA DE THOMSON A finales del siglo XIX fue E. Goldstein (1860- 1930) quien realizó un experimento similar al de 1. TEORÍAS ATÓMICAS los rayos catódicos. Los rayos canales: el descubrimiento del protón El aparato que utilizó Goldstein era similar al de Thomson, pero con el cátodo perforado. Entonces, descubrió unos rayos que iban en sentido contrario a los catódicos, es decir, se desviaban hacia el polo negativo teniendo carga positiva. 6  1.3 TEORÍA ATÓMICA DE THOMSON MODELO DE THOMSON Thomson fue el primero en idear un modelo para explicar la estructura interna del átomo. Su idea resultó muy polémica, pues contradecía al modelo de 1. TEORÍAS ATÓMICAS Dalton, pero las evidencias experimentales acabaron por imponerlo a principios del siglo XX. Thomson desarrolló su modelo y le dio estas características: o Imaginó el átomo como una pequeña esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que estaban incrustados los electrones en un número tal que el conjunto era eléctricamente neutro. o Los electrones tenían una masa muy pequeña; por tanto, la carga positiva era la responsable de casi toda la masa del átomo. 7 o Debido a la apariencia que tenía este modelo, se  1.4. TEORÍA ATÓMICA DE RUTHERFORD EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Hizo incidir sobre una lámina finísima de oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente 1. TEORÍAS ATÓMICAS (haz de partículas α) de masa mucho mayor que el electrón y dotadas de energía cinética alta. En el choque observó distintos comportamientos:  La mayoría atravesaban la lámina sin desviarse  Algunas se desviaban  Muy pocas parecían salir rebotadas Esta experiencia implicaba:  Que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban  Que hay una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se desviaban.  Esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones que de choques. 8  1.4. TEORÍA ATÓMICA DE RUTHERFORD MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Posteriormente, en 1911, otro físico inglés, 1. TEORÍAS ATÓMICAS Ernest Rutherford afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas: Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad a la que llamó núcleo. Otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo en órbitas circulares. 9  1.5. TEORÍA ATÓMICA DE BOHR A principios del siglo XX, Niels Bohr (1885-1962) realizó varios experimentos que evidenciaron dos limitaciones del modelo atómico de Rutherford: 1. TEORÍAS ATÓMICAS 1. Los electrones al girar en órbitas perderán velocidad y caerán al núcleo destruyendo el átomo. 2. Los átomos absorben y emiten energía. MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913) El electrón gira en órbitas circulares permitidas en las que no emite energía. No puede haber electrones entre dos de estas órbitas. Los electrones tienen una cantidad de energía determinada en cada órbita, mayor cuanto más lejos están del núcleo. Por eso, Bohr llamó a cada órbita nivel de energía. Los electrones pueden saltar de unas órbitas a otras, ganando o perdiendo energía. 10 2. NATURALEZA INTERNA DE LA MATERIA 2.1 El átomo Un átomo es la estructura más pequeña en la que se puede dividir un elemento químico sin perder sus propiedades. Es la unidad fundamental de la materia. Núcleo Orbital Primer nivel: caben 2e⁻ Segundo nivel: caben 8e⁻ Tercer nivel: caben 18e⁻ 11 2. NATURALEZA INTERNA DE LA MATERIA 2.2 Partículas subatómicas 12 3. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO El número atómico, Z, es el número de protones de un átomo y es característico de cada elemento. La masa de un átomo está casi totalmente concentrada en su núcleo y se debe a los protones y neutrones que contiene, dado que los electrones son muy ligeros. Por eso se define el siguiente número, que indica la masa de un átomo. El número másico, A, es la suma del número de protones, Z, y de neutrones, N, que tiene un átomo. A=Z+n Por tanto, el número de neutrones es: n = A – Z Un elemento cualquiera, X, se presenta por 13 3.NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO EJEMPLO NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO ÁTOMO Númer Númer Proton Electron Neutro Símbo o o es (p⁺) es (e⁻) nes lo atómic másico (n°) Atómi o (Z) (A) co Cu 29 65 29 29 36 Cl 17 35 17 17 18 Zn 30 65 30 30 35 C 6 14 6 6 8 14  4.1 CATIONES Y ANIONES Los iones son átomos cargados (positivos o negativos). ¡¡¡Como el núcleo es intocable la única forma de que un átomo se cargue eléctricamente es quitando o poniendo electrones!!! Iones positivos, también llamados cationes, son átomos que han perdido electrones. Cada electrón que pierden es una carga positiva que queda en exceso en el núcleo. 4. IONES Ejemplo: Na⁺ (tiene un electrón menos), Al⁺³ (tiene tres electrones menos) Cuando quitamos electrones quedan más cargas positivas que negativas. Iones negativos, también llamados aniones, son átomos que han ganado electrones. Cada electrón que ganan es una carga negativa en exceso sobre los protones del núcleo. Ejemplo Br⁻ (tiene 1 electron más) o S⁻²( tiene dos electrones más). Cuando añadimos electrones tenemos más cargas negativas que positivas. Los átomos neutros tienen tantos protones (carga positiva) como electrones (carga negativa). Como ambas partículas tienen la misma carga pero con distinto signo, al tener la misma cantidad de ambas el átomo es neutro.. 15  EJEMPLO IONES Número Número Protone Electrone Neutron Símbol CATIÓN ION atómico (Z) másico s (p⁺) s (e⁻) es (n°) o O (A) Atómic ANIÓN o 4.IONES B⁺³ 5 11 5 2 6 CATIÓN Cl⁻ 17 37 17 18 20 ANIÓN Pt⁺⁴ 78 169 78 74 91 CATIÓN Se⁻² 34 78 34 36 44 ANIÓN 16  5.1 DEFINICION DE ISOTOPOS Los isótopos son átomos de un mismo elemento químico, y, por tanto, tienen el mismo número de protones, pero tienen distinto número de neutrones; es decir, tienen el mismo número atómico, Z, y diferente número másico, A. Por ejemplo, el carbono, uno de los elementos más abundantes, tiene tres isótopos naturales: el carbono-12, el carbono-13 y el carbono-14. 5.ISÓTOPOS El elemento hidrógeno está formado por tres isótopos:. 17  5.2 MASA DE UN ELEMENTO MASA DE UN ELEMENTO Casi todos los elementos están formados por varios isótopos. La masa de cada uno de estos isótopos es diferente, pues cada uno tiene un número distinto de neutrones, por eso para calcular la masa de un elemento se debe encontrar la media ponderada de las masas de los distintos isótopos que lo forman. 5.ISÓTOPOS 𝑚𝐶𝑙 35 ·% 35 +𝑚𝐶𝑙 37 ·%3 7 𝑚𝐶𝑙 = 100 18  5.3 RADIOISÓTOPOS Y APLICACIONES Existen diferentes tipos de isótopos: estables, que constituyen la mayor parte de los átomos del universo, e inestables, cuya descomposición es la base de la radiactividad. Estos últimos son los radiosótopos. Los radioisótopos de algunos elementos presentan aplicaciones en diversos campos. CAMPOS DE APLICACIÓN USOS Radioterapia, utilizada para destruir tumores. 5.ISÓTOPOS MEDICINA Medicina nuclear: utilizada para realizar diagnósticos (resonancias, pruebas radiológicas, etc.). INDUSTRIA Para averiguar si existen defectos de fabricación en algunas piezas. ENERGÍA ELÉCTRICA El uranio y el plutonio se aprovechan en las centrales nucleares para producir electricidad. ARQUEOLOGÍA El isótopo del carbono-14 se usa para determinar la antigüedad de restos arqueológicos. Conservación de alimentos: la radiación AGRICULTURA destruye los microorganismos. 19