UT 1 Estructura de la materia PDF - QAQ - Técnico de Laboratorio

Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio TEMA 1. LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA Conocer como está constituida la materia sido siempre una de las grandes preocupaciones que ha tenido el hombre. Hace 2500...

Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio TEMA 1. LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA Conocer como está constituida la materia sido siempre una de las grandes preocupaciones que ha tenido el hombre. Hace 2500 años, los sabios de la antigua Grecia ya se preguntaban: ¿Es continua la materia? Si tomamos un trozo de hierro ¿Cuántas veces podremos cortarlo, de manera que las partículas más pequeñas sigan siendo hierro? En aquella época los filósofos imaginaron que la materia estaba constituida por partículas pequeñas, indivisibles, a las que llamaron átomos. 2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Toda la química se apoya en una idea fundamental: existen determinadas sustancias que combinándose entre si originan todas las demás de este mundo. Esta idea expuesta por Boyle en el siglo XVII no es demasiado original ya que todos los colores surgen de combinar adecuadamente tres colores fundamentales, o todas las palabras surgen de combinar unas pocas letras. Estas sustancias que actúan como piezas para construir todas las demás se denominan elementos químicos, las restantes se denominan compuestos químicos. A comienzos del siglo XIX se sabía ya que hay dos grandes tipos de sustancias químicas: -Elementos: sustancias que no podían descomponerse en otros productos más sencillos por ningún procedimiento, como el oxígeno, el hierro, el mercurio. -Compuestos: sustancias que podían descomponerse en productos más sencillos por procedimientos diversos. Recogiendo toda la información disponible en aquel momento, Dalton enuncia la primera teoría sobre la naturaleza atómica de la materia para explicar, de forma útil, las leyes de la combinación química. Según la teoría atómica de Dalton, la materia estaría formada por agregación de diminutas partículas indivisibles, llamadas átomos (la parte más pequeña que puede existir de un elemento) siendo todos los átomos de un mismo elemento idénticos. Supone además que cada una de estas unidades materiales tiene una cierta capacidad para unirse con las de otro elemento, pero siempre por números enteros, pues estas unidades son indivisibles. 1  Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio Las moléculas de los elementos químicos se forman por la unión de átomos iguales. Las moléculas de los compuestos químicos se forman por la unión de átomos distintos. Sin embargo, las experiencias realizadas a finales del siglo XIX y principios del XX, indican que el átomo no es una bola maciza indivisible, como imaginaba Dalton, sino que está formado por otras partículas. 3.CONSTITUYENTES BÁSICOS DEL ÁTOMO Cuando los científicos del siglo XIX sometieron a los gases a una diferencia de potencial elevada y una presión suficientemente baja en un tubo hermético, llamado tubo de descarga observaron una luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo. La causa de esta luminiscencia se debe a un chorro de partículas con carga negativa y que se alejaban del cátodo en línea recta. Los resultados obtenidos eran independientes del gas encerrado en el tubo. Como provenían del cátodo se les dio el nombre de rayos catódicos. El físico americano Millikan determinó experimentalmente el valor de la carga del electrón.De este dato y de otros anteriores se dedujo el valor de su masa. Carga del electrón = - 1,602. 10 -19 C Masa del electrón = 9,109. 10 -31 Kg Para estudiar con más detalle el fenómeno que se produce en los tubos de descarga, el físico alemán Goldsteins utilizó un cátodo perforado. Esto le condujo a detectar una radiación de partículas con carga positiva que parecía provenir de los canales abiertos en el cátodo. A principios del siglo XX se comprobó su naturaleza: - son partículas cuya masa depende del gas encerrado en el tubo de descarga. - su masa es mucho mayor que la del electrón. - se comportan como una corriente eléctrica de carga positiva. La carga de estas partículas y la del electrón eran iguales en valor absoluto, pero de signo contrario, aunque sus masas fuesen muy diferentes. A dichas partículas se les dio el nombre de protones y sus características son: Introduce el texto Carga del aquí protón = + 1,602. 10 -19 C https://youtu.be/8lX8FjjLKhc 2 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio -27 Masa del protón = 1,672. 10 Kg (unas 1840 veces mayor que la del electrón) 4. MODELOS ATÓMICOS El descubrimiento del electrón, a finales del siglo XIX, del protón en 1906 y del núcleo del átomo en 1911, son tres hechos fundamentales que marcan el punto de partida de la Química moderna. A partir de entonces se han realizado sin cesar experimentos para ir profundizando cada vez más en el estudio de la estructura del átomo. El concepto de átomo como partícula material indivisible se mantuvo con éxito durante casi un siglo, dado que la técnica del momento no permitía otras posibilidades. No obstante, la electricidad y la electroquímica sugerían una relación íntima entre la materia y las cargas eléctricas. 4.1 Modelo Atómico de Thomson Según la teoría atómica de Dalton, la materia está formada por partículas inalterables e indivisibles: los átomos Esta forma de concebir el átomo empezó a ser sometida a discusión cuando se investigó, la conductividad eléctrica de los gases. El descubrimiento del electrón condujo a J.J. Thomson a establecer un modelo del átomo. Propuso que el átomo no debe considerarse como la partícula indivisible propuesta por Dalton, sino que debe de estar formado por cargas negativas: los electrones. Dichos electrones, según el, estarían incrustados en una masa esférica de densidad uniforme y carga positiva, de manera que el conjunto sea neutro y estable. Dicho modelo desvelaba la naturaleza de los rayos catódicos (chorro de partículas con carga negativa que parecen provenir del cátodo) ya que están constituidos por electrones, y que forman parte de los átomos de cualquier elemento y además esto explica que sean idénticos independientemente del gas analizado. Este hecho le llevó a pensar que dichas partículas deben ser constituyentes fundamentales de toda la materia. Este modelo atómico tuvo una vida muy corta, pero fue de gran importancia, ya que constituye el inicio del estudio profundo del átomo. 3 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio 4.2 Modelo Atómico de Rutherford. Núcleo Atómico El físico británico E. Rutherford intuyó que partículas con dos cargas positivas y cuatro unidades de masa (llamadas alfa α) podían ser, por su naturaleza, útiles adecuados en el estudio de la estructura interna de la materia. Con este propósito bombardeó con estas partículas α una finísima lámina de oro y analizó sus consecuencias. Los resultados fueron los siguientes: · La mayoría de las partículas atravesó la lámina sin apenas desviarse · Algunas partículas atravesaron la lámina desviándose considerablemente de su trayectoria. · Unas pocas partículas rebotaron contra la lámina sin conseguir atravesarla. Dado que el modelo de Thomson consideraba que la carga y masa estaban uniformemente repartidas en el átomo, Rutherford esperaba que las partículas α atravesasen la lámina de oro sin sufrir grandes desviaciones o que no la atravesasen. Sin embargo los resultados experimentales obligaron a pensar en una estructura diferente. Así en el interior del átomo debía de existir una gran fuerza eléctrica ejercida por una masa considerable para desviar las partículas. Y como solo unas pocas se desvían, esta fuerza eléctrica debía de estar situada en regiones muy pequeñas del espacio. De aquí dedujo que los electrones ocupaban el volumen total del átomo y que la electricidad positiva estaba concentrada en un núcleo muy pequeño. El descubrimiento del núcleo condujo a Rutherford a establecer un nuevo modelo atómico denominado modelo nuclear del átomo. Según este modelo, el átomo está formado por un núcleo y una corteza. - en el núcleo se alojan la carga positiva y casi la totalidad de la masa. 4 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio - la corteza está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo según órbitas circulares El átomo es neutro porque el número de electrones es igual al de protones. El modelo de Rutherford explicaba los resultados de su experimento Las partículas que pasan lejos del núcleo no se desvían porque la corteza electrónica prácticamente no las afecta. Las partículas que pasan cerca del núcleo se desvían porque este las somete a repulsión electrostática. Las partículas que chocan directamente contra el núcleo rebotan y son repelidas violentamente por tratarse de cargas del mismo signo. LIMITACIONES DEL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Aunque este modelo atómico supuso un gran avance en el conocimiento del átomo, presentaba algunas limitaciones: -Los electrones, según este modelo, se mueven en órbitas circulares y según los principios del electromagnetismo clásico, cuando una carga eléctrica se mueve con movimiento acelerado, pierde energía en forma de radiación electromagnética. Por lo tanto, como el electrón en movimiento circular alrededor del núcleo está sometido a una aceleración centrípeta debe perder energía en forma de radiación electromagnética La pérdida de energía conduciría a que la trayectoria del electrón fuera cada vez más cercana al núcleo hasta que el electrón terminara precipitándose sobre él y aniquilándose. Pero se observa que esto no ocurre ya que el átomo es un sistema de partículas estable Si la radiación descompuesta en las distintas radiaciones que la componen se registra en una placa fotográfica, se observan unas bandas de color sobre fondo negro, a lo que se le conoce con el nombre de espectros. -El electrón pasaría por todas las órbitas posibles describiendo una espiral cuyo centro estaría en el núcleo del átomo y por tanto la radiación emitida debería ser continua. Por lo tanto, es necesario establecer otro modelo atómico, que dé explicación a los fenómenos a los fenómenos observados y que no vulnere las leyes de la física. 4.3.Modelo Atómico de Bohr Desde la aparición del modelo de Rutherford quedó claro que el átomo está formado por un núcleo y una corteza electrónica. 5 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio El nuevo concepto de la energía (según la teoría cuántica) y de la luz llevaron al físico danés N. Bohr a establecer un nuevo modelo atómico que puede considerarse el verdadero precursor del modelo atómico actual. Para explicar el hecho de que el electrón no acabara cayendo en el núcleo, Bohr emite una serie de postulados, en los que basa su modelo atómico y son: -El electrón se mueve alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Mientras un electrón no cambie de órbita, no se modifica su energía. En el espacio que rodea al núcleo hay zonas permitidas llamadas niveles y otras que no lo son. - Las órbitas permitidas son aquellas en las que el producto de la longitud de la órbita (2π r) por la cantidad de movimiento del electrón (m v) m = masa y v = velocidad del electrón, es un múltiplo entero de la constante de Planck (n h) según la fórmula: 2π r. m v = n h siendo h = constante de Planck n recibe los valores de los números naturales n = 1, 2, 3… y define los niveles numerados a partir del núcleo. Esto significa que la energía de las órbitas y sus radios están cuantizados. -Solo se absorbe o emite energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro y se realiza mediante cuantos completos de valor h. , que se puede resumir en la expresión: 6 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio E2 -- E1 = h donde E2 = energía del nivel final E1 = energía del nivel inicial = frecuencia de la radiación Este modelo, propuesto por Borh daba explicación a los espectros de emisión de los elementos, pero su éxito fue muy breve. LIMITACIONES AL MODELO DE BOHR Dicho modelo no explicaba por qué la energía en las órbitas atómicas estaba cuantizada ni por qué algunas propiedades de los elementos se repetían periódicamente. Además se encontraron los siguientes resultados experimentales, que no encajaban dentro de dicho modelo. - Algunas líneas del espectro son dos, tres o más, tan próximas que, cuando se observan con instrumentos poco precisos, parecen una sola. - Al efectuar el espectro al mismo tiempo que se somete a la sustancia a un intenso campo magnético se observó que algunas líneas se desdoblan en varias. 5. MASA ATÓMICA Los resultados obtenidos al estudiar los rayos X producidos por los elementos al someterlos a la acción de electrones de alta energía permitieron deducir el número de protones presentes en el núcleo de los átomos de cada elemento y se denominó número atómico. Al someter una muestra de berilio a la acción de las partículas alfa, se forma carbono y se observó una nueva radiación muy penetrante de partículas neutras que salen del interior del átomo y se llamaron neutrones, y su masa es similar a la del protón. M = 1,674. 10 -27 Kg y carga neutra 7 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio Estas nuevas partículas deben ocupar el núcleo del átomo, junto con los protones y constituyen la masa de este. Así pues cada átomo queda definido por dos características: su número atómico y su número másico. El número atómico (Z) indica el número de protones del núcleo y determina el elemento de que se trata. Como todo átomo es eléctricamente neutro, el nº de protones es igual al nº de electrones y ambos vienen dados por el número atómico El número másico (A) indica el número de neutrones y protones que componen el núcleo. Luego A = nº de neutrones + nº de protones Entonces si un elemento tiene de nº atómico 79 y nº másico 197 podemos calcular su nº de neutrones, sin más que aplicar la fórmula: A = Z + N y sustituir 197 = 79 + N de donde N = 197 - 79 = 118 neutrones A este número másico en la práctica se le llama masa atómica, cuya unidad (u.m.a) se define como la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo de carbono ya veremos más adelante su equivalencia en gramos. 6. ISÓTOPOS https://youtu.be/8lX8FjjLKhc Al realizar la determinación de la masa de las partículas mediante un aparato que permite determinar la masa de un solo átomo se observó que al medir la masa de los átomos de neón no se obtenía la que estaba admitida 20,2 unidades, sino que aparecieron dos partículas de masas 20 unidades y 22 unidades de masa atómica. El oxigeno reveló tres partículas, de masas 16, 17, y 18 unidades y el cloro dos de 35 y 37 unidades de masa atómica. Estos resultados sugerían que los átomos que forman un elemento no son iguales en todo, sino que puede haber átomos con las mismas propiedades químicas pero diferente masa. A estos átomos se les denominó isótopos. La masa atómica que se determina experimentalmente es una media ponderada de la masa de sus isótopos. La mayoría de los elementos se presenta en la naturaleza como mezcla de varios isótopos, en una proporción referida a número de átomos que suele expresarse como porcentaje. 7. MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO 8 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio Aunque el modelo atómico de Bohr alcanzó un notable éxito, no tardó en ser superado por el avance de una nueva rama de la física, la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. La modificación más importante de cuantas se hicieron al modelo atómico de Bohr se debe al físico alemán Sommerfeld quien sugirió que el electrón podía describir órbitas circulares y elípticas alrededor del núcleo en un mismo nivel energético. De este modo se explicaba la existencia de líneas muy juntas. El modelo atómico evolucionó a partir de modificaciones encaminadas a reproducir matemáticamente los resultados experimentales. A partir de la hipótesis que propuso Einstein acerca de que la luz además de comportamiento ondulatorio, también presenta comportamiento corpuscular, el físico francés De Broglie propuso, que de igual modo que la luz, los electrones podrían presentar propiedades ondulatorias, además del comportamiento corpuscular, reconocido tradicionalmente. Esta nueva concepción del electrón, como partícula y como onda, suscitó la polémica acerca de lo que siempre había sido indiscutible: la posición del electrón. El electrón en el átomo ya no puede definirse como una partícula que describe una trayectoria precisa alrededor del núcleo, sino que debemos admitir una inexactitud inherente en la determinación de su posición y por lo tanto, incorporar el concepto de orbital en sustitución del de órbita. Orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada. Normalmente los orbitales se representan mediante superficies imaginarias dentro de las cuales la probabilidad de encontrar el electrón con una determinada energía es muy grande. Los hay de varios tipos que describiremos a continuación. 9 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio 7.1. Números cuánticos Los números cuánticos describen el comportamiento de los electrones en el átomo. Surgen como una consecuencia matemática al resolver las ecuaciones de la mecánica cuántica para un átomo. -El número cuántico principal n designa el nivel de energía. Puede asumir cualquier valor entero positivo: 1, 2, 3… cada valor designa un nivel. El primer nivel es de menor energía y los siguientes cada vez más alejados del núcleo tienen energías mayores. Está relacionado con el tamaño del orbital, a mayor valor de n, mayor es la distancia del electrón respecto al núcleo. -El número cuántico orbital o secundario l, determina la forma del orbital y la energía dentro de cada nivel. Toma los valores comprendidos entre 0 y n-1, ambos inclusive. Cada valor de l designa un subnivel y a cada uno de ellos se le asigna una letra. Dichos subniveles reciben el nombre de orbitales Para l =0 la letra s. Hay un solo orbital s de forma esférica, cuyo tamaño depende del valor del número cuántico principal, por ejemplo el orbital 3s tiene la misma forma que el 2s, pero mayor Para l = 1 la letra p. Hay 3 orbitales diferentes formados por dos lóbulos idénticos orientados según los tres ejes. La zona de unión coincide con el núcleo atómico. Los tres tienen la forma idéntica, solo difieren en su orientación a lo largo de los ejes x, y, o z, y se designan p x, py, y pz 10 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio Para l = 2 la letra d. Hay 5 orbitales diferentes formados también por lóbulos. Para l = 3 la letra f. Hay 7 orbitales diferentes - El número cuántico magnético ml, describe la orientación del orbital en el espacio y explica, entre otras cosas el desdoblamiento de líneas espectrales al aplicar un campo magnético externo. Toma los valores comprendidos entre + l y – l. Por ejemplo para los tres orbitales p para los cuales l =1, ml puede tomar los valores -1, 0, +1. - El número cuántico del espín del electrón ms, o s nos da el valor de una propiedad del electrón: la rotación sobre sí mismo. Puede tener los valores + ½ y -1/2. Todos los valores de los números cuánticos que describen la posición de un electrón en un átomo deben tener al menos uno diferente, es decir no puede haber dos electrones que tengan los cuatro valores de los números cuánticos iguales. 11 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio Ejercicio 1: Completar los valores para el número cuántico m cuando n = 4 Ejemplo: Razona en qué se diferencian y en qué se parecen las siguientes parejas de electrones, sabiendo que pertenecen al mismo átomo y tienen como valores para sus números cuánticos ( n, l, ml, ms ) los siguientes: a) 1, 0, 0,+1/2 y 1, 0, 0, -1/2 ambos corresponden a dos electrones situados en un orbital 2p ya que tienen todos los valores iguales excepto el nº de spin que es contrario b) 2, 1, 0, + ½ y 2, 1, 1, +1/2 corresponden a electrones situados en orbitales 2p, pero diferentes, pues tiene el mismo valor del spin y por tanto no pueden estar en el mismo orbital. c) 3, 1, 1, -1/2 y 2, 1, 1, - ½ el primero corresponde a un electrón situado en un orbital 3p y el segundo a un electrón situado en un orbital 2p. d) 3, 2, 1, +1/2 y 3, 1, 0, -1/2 el primer electrón está situado en un orbital 3 d y el segundo está situado en un orbital 3p EJERCICIOS 1- Calcula el nº de neutrones de un elemento cuyo número atómico es 53 y su masa atómica 127 u.m.a. SOLUCIÓN: n= 74 2-Razona si es posible que un electrón esté descrito por los siguientes números cuánticos. En caso afirmativo, identifica el orbital que ocupa: a) 1, 1, 0, +1/2 c) 1, 2, 1, - 1/2 b) 2, 1, 0, 1 d) 1, 0, 0, 0 12 Tema 1 QAQ - Técnico de Laboratorio 3- De las siguientes series de números cuánticos (n, l, ml, ms), indica razonadamente cuáles están permitidas y asigna a estas el orbital que les corresponde: a) ( 1, 0, 0, 0, +1/2 ) e) (2, 0, -1, +1/2 ) b) (2, 2, 1, - 1/2 ) f) (2, 1, 0, 0 ) c) ( 3, 2, -2, - 1/2 ) g) (2, 1, 1, +1/2) d) ( 3, -2, 0, +1/2 ) h) (4, 0, 2, +1/2) 4- de las siguientes series de números cuánticos que se dan a continuación, identifica razonadamente cuáles son imposibles para un electrón de un átomo. a) (4, 2, 0, +1 ) e) (2, 0, +1, +1/2 ) b) (3, 3, -3, -1/2 ) f) ( 4, 3, 0, +1/2 ) c) (2, 2, 1, +1/2 ) g) (3, 3, 2, +1/2 ) d) (3, 2, 2, -1/2 ) h) (4, 0, 2, +1/2) 13