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U.D. 2 - ESTRUCTURA ATÓMICA UD 2 -

FISICA Y QUÍMICA. 1º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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FÍSICA Y QUÍMICA. 1º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 2

ESTRUCTURA ATÓMICA

PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD DIDÁCTICA ¿Qué es la materia? ¿De qué está formada? ¿Hasta dónde podemos dividir cualquier muestra de materia

manteniendo sus propiedades? ¿Por qué hay diferentes sustancias con distintas propiedades? ¿Por qué y

cómo se producen las transformaciones de unas sustancias en otras?

Las preguntas que se hicieron durante siglos primero los filósofos y luego los científicos fueron innumerables.

Ha sido la ciencia, a partir de finales del siglo XVIII, la que con sus descubrimientos, apoyados en el avance

de la tecnología, ha ido dando respuesta a todas ellas. Todavía muchas aun están en el aire… hay que

seguir investigando.

La química es la ciencia que se ocupa del estudio de la composición de la materia y sus transformaciones.

El primer paso de la química, el que dio origen a esta ciencia, fue la certeza de la existencia del átomo. El

estudio de los átomos y, posteriormente, la composición de los mismos marca las “reglas” de este juego

apasionante que es la química.

En este tema vas a estudiar precisamente todo lo relativo al átomo lo cual constituye la base de la química:

los diferentes tipos de átomos y su composición, los elementos químicos y los compuestos químicos.

A lo largo de la historia de la química los científicos nos han ido explicando cómo estaban formados los

átomos de acuerdo con lo que se conocía hasta ese momento, son los llamados modelos atómicos. En ellos

se nos ha ido contando la forma en que se creía que estaban dispuestas las distintas partículas que forman

parte de los átomos (protones, neutrones y electrones) dentro de los mismos. Todo esto está en este tema

que vas a comenzar.



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1.- PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS, LOS LÍQUIDOS Y LOS GASES. LA TEORÍA CINÉTICA

¿QUÉ TENEMOS QUE APRENDER?

La definición de materia.

Las propiedades que diferencian y caracterizan a sólidos, líquidos y gases.

Los cuatro puntos en que se basa la teoría cinética.

La relación que hay, en cada estado de agregación, entre la energía que poseen las partículas

que forman la sustancia y las fuerzas de atracción que existen entre ellas.

Cómo es el movimiento de las partículas que forman las sustancias según sea su estado de

agregación.

MATERIA es todo lo que nos rodea, todo aquello de lo que está hecho el Universo. La materia ocupa espacio, tiene masa y casi siempre, excepto en algunos gases, puede verse y tocarse.

Vamos a estudiar aquí los estados de agregación en que puede presentarse la materia ; por tanto, trataremos las propiedades de los sólidos, de los líquidos y de los gases.

Si observamos la sustancia más común en nuestro planeta, el agua, nos damos cuenta que, según sea la temperatura ambiente, puede encontrarse en forma de hielo (sólido), agua (líquido) o vapor de agua (gaseoso). Si generalizamos esta observación al resto de sustancias, nos indica que todas pueden encontrarse, dependiendo de las condiciones de temperatura, en cualquiera de los tres estados.

Los tres estados de la materia difieren en sus propiedades físicas:

Un gas se expande hasta llenar el recipiente en el cual está contenido, y, cuando se extrae parte del gas que llena ese recipiente, la cantidad restante ocupa de nuevo todo el volumen. El volumen de los sólidos y los líquidos no está determinado por el recipiente.

Los gases son altamente compresibles; los sólidos y los líquidos tienen volumen propio. Dos o más gases siempre que se mezclen lo hacen de una forma homogénea, mientras que los líquidos

o los sólidos en muchas ocasiones lo hacen de una forma heterogénea (agua con aceite, sal con arena...)

PROPIEDAD SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES

VOLUMEN Definido (Fijo) Definido (Fijo) Adopta el volumen del recipiente.

FORMA Definida (Fija) Adopta la forma del fondo del recipiente.

Adopta la forma del recipiente ocupándolo en su totalidad

COMPRESIBILIDAD Nula. Casi nula. Grande.

DENSIDAD Grande. Grande. Pequeña

La existencia de los estados de agregación de la materia y, por consiguiente, el comportamiento de la materia, se explica en la actualidad con la teoría cinética basada en lo siguiente :

Toda la materia está compuesta por pequeñas partículas cuyos tamaños y propiedades son diferentes según sea la materia de la que se trate. (Veremos en esta unidad cómo , por ejemplo, en el agua estas partículas características se llaman moléculas y que cada una está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, mientras que en la sal común o cloruro de sodio estas partícula son iones de dos tipos: cationes de sodio y aniones de cloro).

Estas partículas poseen una determinada cantidad de energía (la energía interna del cuerpo) que hace que estén en constante movimiento (agitación). El valor de esta energía es variable. (Precisamente, la TEMPERATURA es la magnitud que mide la energía cinética media de las partículas de una muestra de materia; es decir a mayor energía cinética, mayor es la temperatura).

Todas las sustancias pueden, en teoría, presentarse en los tres estados de agregación de la materia, según sean las condiciones de presión y temperatura a las que se encuentren. Un ejemplo lo tenemos en el agua, que según sean dichas condiciones se puede presentar en forma de hielo, de agua líquida o de vapor de agua.



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Entre estas partículas existen fuerzas de atracción que pueden ser más o menos grandes dependiendo de las propiedades que posean dichas partículas y de las condiciones en que se encuentre la sustancia. Estas fuerzas de atracción son de tipo electrostático: atracción entre cargas positivas y negativas.

Dependiendo de la energía de las partículas y de la intensidad de la fuerza de atracción entre ellas, la materia se presenta en estado sólido, líquido o gaseoso :

a) ESTADO SÓLIDO. En el estado sólido la energía cinética de las partículas no es suficientemente grande como para vencer las fuerzas de atracción que existen entre las mismas, lo que hace que las partículas se mantengan ordenadas en posiciones fijas, siempre a la misma distancia unas de otras, y por tanto sin posibilidad de movimiento de unas partículas con respecto a las otras. El movimiento de las partículas debido a la energía que poseen se reduce a una constante vibración, y las partículas no pueden salir de su posición debido a que la energía que poseen no es suficiente para vencer las fuerzas de atracción electrostáticas que existen entre ellas.

Ejemplo: en el hielo las fuerzas de atracción entre las moléculas de agua no pueden ser vencidas por la energía cinética que, debido a la temperatura, poseen estas moléculas.

b) ESTADO LÍQUIDO En este caso la energía cinética que poseen las partículas es suficientemente grande como para que las fuerzas de atracción electrostáticas entre las partículas, aunque grandes, no lo son lo suficiente como para mantenerlas en posiciones fijas; esto permite que las partículas, además de la vibración, tengan ya un movimiento de rotación y puedan deslizarse unas sobre otras (lo que hace que ya no se encuentren ordenadas ni, por tanto, en posiciones fijas), aunque la distancia media entre las partículas es constante. Este “deslizamiento” explica que los líquidos adopten formas variables según sea el recipiente que los contiene y que además puedan FLUIR con facilidad. El hecho de que la distancia media entre las partículas permanezca constante explica el que sean difícilmente compresibles y, por tanto, mantengan volumen constante.

Ejemplo: En el agua líquida la temperatura se ha elevado con respecto al hielo, lo que significa que la energía cinética de las moléculas es mayor y las fuerzas de atracción no consiguen mantener a las moléculas en posiciones fijas. El ácido sulfúrico es líquido a temperatura ambiente por la misma razón.

c) ESTADO GASEOSO En este estado la energía cinética de las partículas es tan grande en comparación con las fuerzas de atracción entre ellas que hace que estas partículas tengan movilidad total (vibración, rotación y traslación) y la distancia entre dichas partículas sea variable. El movimiento de las partículas de los gases es un movimiento caótico, independiente el de cada partícula con respecto a las otras, lo que hace que el gas se expanda hasta que las partículas encuentren un obstáculo con el que chocan; debido al choque rebotan y toman otra dirección continuando con su movimiento. Esta tendencia a la expansión explica el que haya una gran separación entre sus partículas. Como hemos indicado, la velocidad a la que se mueven las partículas depende de la temperatura; cuanto mayor sea ésta, mayor es la velocidad de dichas partículas.

Ejemplo: Cuando elevamos la temperatura del agua hasta alcanzar la ebullición, las moléculas de agua han alcanzado una energía cinética suficiente como para superar por completo las fuerzas de atracción electrostática que hay entre ellas. El oxígeno es un gas porque las fuerzas de atracción entre sus moléculas son prácticamente nulas, lo que hace que se mantenga en estado gaseoso incluso a temperaturas muy bajas). MUY IMPORTANTE: Existen sustancias entre cuyas partículas características apenas existen fuerzas de atracción. En estas sustancias, aunque sus partículas tengan muy poca energía cinética (muy baja temperatura), esta energía es suficiente como para que dichas partículas tengan movimiento total. Estas sustancias, por tanto, son gases incluso a muy bajas temperaturas. Por el contrario existen sustancias entre cuyas partículas características las fuerzas de atracción son especialmente grandes. En estas sustancias es necesario que las partículas tengan mucha energía cinética (temperaturas muy altas) para que puedan desordenarse. Estas sustancias, por tanto, son sólidas hasta muy altas temperaturas.



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Los gases se pueden comprimir fácilmente, a diferencia de los sólidos y los líquidos, juntándose más sus partículas y debido a esa movilidad total, y por tanto a su expansibilidad, adoptan la forma y ocupan todo el volumen de los recipientes que los contienen. (Recuerda que comprimir un gas es hacer que sus partículas se encuentren más cercanas unas a otras).

CONTESTA Y REPASA

2.1. ¿Qué relación existe entre estado de agregación, fuerzas de atracción entre las partículas y energía cinética o estado de movimiento de las mismas?

2.2. ¿Pueden todas las sustancias encontrarse en los tres estados de agregación de la materia? ¿Por qué?

2.- LA TEMPERATURA


Qué nos indica el valor de la temperatura de los cuerpos.

Qué es el calor o energía térmica.

Cuándo decimos que se ha alcanzado el equilibrio térmico entre dos cuerpos.

La TEMPERATURA de un cuerpo es una magnitud que refleja el movimiento de sus partículas en su interior, y que nos indica la energía cinética media que poseen estas partículas.

Una mayor temperatura significa que la energía cinética de las partículas aumenta, es decir, aumenta su movimiento o agitación. Por el contrario, al disminuir la temperatura lo que ocurre es que las partículas se agitan más lentamente.

Al poner en contacto dos cuerpos que se encuentran a diferente temperatura se transfiere una cierta cantidad de energía térmica o calor del más caliente al más frío, el necesario para que la temperatura de ambos cuerpos se iguale; decimos entonces que se ha alcanzado el equilibrio térmico. Es decir, las partículas del cuerpo más caliente transfieren parte de su energía cinética (energía interna del cuerpo) a las partículas del cuerpo más frío hasta que se igualan las temperaturas.

Dos cuerpos se encuentran en EQUILIBRIO TÉRMICO cuando al acercarse alcanzan la misma temperatura, y el CALOR es pues la energía en tránsito del cuerpo de temperatura más alta al de temperatura más baja. Por tanto un cuerpo pierde energía interna, energía interna que gana el otro cuerpo; es a esa energía en tránsito a lo que llamamos CALOR O ENERGÍA TÉRMICA.

CONTESTA Y REPASA

2.3. ¿Qué ocurre en el interior de dos cuerpos que están a diferente temperatura desde que se ponen en contacto hasta que alcanzan el equilibrio térmico?



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3.- LOS ATOMOS. PARTICULAS SUBATOMICAS


La explicación que dio Dalton de cómo estaba formada la materia.

El concepto de átomo.

Las partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón.

El valor de la carga y de la masa de las partículas subatómicas.

Qué es la uma.

La TEORÍA ATÓMICA DE DALTON explicaba que la materia estaba formada por partículas que él denominó átomos.

Según Dalton estos átomos eran indivisibles, indestructibles e inalterables.

Llamó elemento químico a aquel que tenía todos los átomos iguales. Según él, los átomos de elementos químicos distintos tienen diferente masa y propiedades. Los elementos químicos diferentes no podían tener, pues, átomos iguales entre sí, y habría tantos tipos de átomos distintos como elementos químicos existieran.

Además de los elementos químicos existían otro tipo de sustancias, los compuestos químicos. Los compuestos químicos están formados por partículas resultantes de una determinada combinación de átomos de diferentes elementos químicos. Todas las partículas características de un compuesto químico son iguales entre sí y distintas a las de los demás compuestos químicos. (La partícula característica del agua, H2O, se forma por la combinación de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno).

Hasta aquí la Teoría Atómica de Dalton.

Con la evolución de la tecnología y, por tanto, también de la química se fueron haciendo nuevos descubrimientos, algunos de los cuales contradecían en parte esta teoría.

En principio se descubrieron partículas más pequeñas que el átomo considerado más pequeño, el átomo de Hidrógeno. Estas partículas tenían que formar parte de los átomos, lo que significaba que los átomos sí se podían dividir.

Debido a su procedencia, a este tipo de partículas se les llamó PARTÍCULAS SUBATÓMICAS; que son, por tanto, las partículas que forman los átomos.

El número de partículas diferentes descubiertas eran sólo tres, y los átomos tenían que estar formados por la combinación de estas partículas.

Se llegó a la conclusión de que toda, absolutamente toda la materia del Universo estaba formada por la combinación de tres tipos de partículas que, a su vez, estaban agrupadas en pequeños “paquetes” iguales o diferentes entre sí llamados ÁTOMOS. Éstos, pues, no eran indivisibles como pensaba Dalton.

A las partículas descubiertas se las llamó: ELECTRONES, PROTONES y NEUTRONES.

Tenemos que darnos cuenta que todos los electrones son iguales entre sí, todos los protones son iguales entre sí y lo mismo le ocurre a los neutrones . Sin embargo los electrones, los protones y los neutrones tienen distintas características. Estas características de las partículas subatómicas pudieron ser estudiadas gracias al avance de la tecnología (las partículas no se pueden ver debido al tamaño tan pequeño que tienen, ni siquiera con los microscopios electrónicos más potentes). Las principales diferencias radican en la masa y la carga eléctrica:

Los protones tienen carga positiva (+1) y su masa es de 1 u.m.a. Los neutrones no tienen carga eléctrica y su masa es también de 1u.m.a. Los electrones tienen carga negativa (-1) y una masa aproximada de 1/2000 u.m.a.

La uma (abreviadamente se escribe u) es una unidad de masa muy pequeña. Sus siglas significan unidad (u) de masa (m) atómica (a). Su equivalencia con respecto al gramo es:

1 gramo = 6,022 x 1023 u



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Para medir la carga eléctrica del protón y del electrón se utilizó como unidad de carga el culombio que era una unidad que ya estaba definida, pues ya se habían hecho trabajos con la electricidad.

Así, se descubrió que el protón tenía una carga eléctrica de +1,6x10–19culombios y el electrón el mismo valor pero con signo diferente, es decir –1,6x10–19culombios.

Un átomo es eléctricamente neutro cuando posee el mismo número de protones que de electrones (observa que la carga del protón y del electrón es exactamente la misma aunque de distinto signo; por eso un protón y un electrón se neutralizan).

Una vez descubiertas estas partículas se trataba de explicar cómo estaban distribuidas en los átomos. Esta explicación tenía que justificar el comportamiento de toda la materia. Por ello, a lo largo de la historia, han ido surgiendo teorías sobre esta distribución, que se han ido sustituyendo o ampliando según se realizaban nuevas investigaciones. Estas teorías que explican la distribución de las partículas subatómicas en el átomo es lo que se llama MODELOS ATÓMICOS.

CONTESTA Y REPASA

2.4. Haz una tabla en la que se puedan observar las propiedades características (carga y masa) de cada una de las partículas subatómicas.

4.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD: EL NÚCLEO DE LOS ÁTOMOS


Qué son los modelos atómicos y porqué son necesarios.

La distribución de las partículas subatómicas según estableció Rutherford: núcleo y corteza.

La definición de elemento químico.

La definición de número atómico y la importancia que tiene este valor.

La definición de masa atómica y la forma de calcularla.

El concepto de átomos isótopos.

Llamamos MODELO ATÓMICO a toda representación que nos permite conocer la distribución de los protones, neutrones y electrones en el átomo. Estos modelos son ideados por los científicos para explicar el comportamiento de la materia debido a que el átomo y sus partículas no se pueden ver y hay que determinar esta distribución mediante experiencias científicas.

El primer modelo atómico que estableció la disposición de las partículas subatómicas en el átomo fue el modelo atómico de Rutherford.

RUTHERFORD estableció que los protones y neutrones estaban agrupados en el centro del átomo, a esta agrupación la llamó NÚCLEO. El núcleo tenía por tanto carga positiva y prácticamente toda la masa del átomo. Los electrones se encontraban girando en torno al núcleo en lo que llamó la CORTEZA que por tanto tenía toda la carga negativa del átomo.

Cuando el átomo se encuentra en estado neutro, es decir sin carga positiva ni negativa, el número de protones es igual al de electrones (mismo número de cargas positivas que de cargas negativas).

RUTHERFORD estableció también el valor del radio del núcleo atómico: El valor del radio del núcleo era de aproximadamente 10–14 metros mientras que el radio del átomo que era de unos 10–10 metros. Es decir el radio del átomo es unas 10.000 veces mayor que el radio del núcleo.

En la imagen de la derecha está representado el modelo atómico de Thompson. Es un modelo muy simple que data de 1897.



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Por otro lado Rutherford determinó las CARACTERÍSTICAS DE LOS NÚCLEOS de los átomos:

Todos los átomos que poseían el mismo número de protones pertenecían al mismo elemento químico, aunque el número de neutrones pueda ser variable. Es decir llamó ELEMENTO QUÍMICO a aquella sustancia pura formada únicamente por átomos del mismo número de protones.

A este número de protones que caracteriza a cada elemento químico se le llamó NÚMERO ATÓMICO (Z). Se descartó así la idea de Dalton de que todos los átomos que pertenecían al mismo elemento químico eran iguales, puesto que pueden variar en el número de neutrones. El número atómico es lo que diferencia a unos elementos químicos de otros.

Así el Hidrógeno (H) es el elemento químico con número atómico 1 : todos los átomos de hidrógeno tienen un protón en su núcleo.

El Helio (He) tiene de número atómico 2, o sea que todos los átomos de helio tienen dos protones en su núcleo.

El Litio (Li) tiene de número atómico 3 (tres protones en el núcleo), y así sucesivamente.

Como la masa de los protones y de los neutrones es la misma e igual a 1u, y la masa de los electrones es insignificante en comparación con la de aquéllos (1/2000 u), se puede decir que la masa del átomo coincide en umas con la suma de protones más neutrones. Por eso llamamos MASA ATÓMICA (A) a la suma de protones y neutrones de un átomo.

En el mismo elemento químico pueden existir, como ya quedó indicado, átomos con diferente número de neutrones (el número de protones no puede variar para un determinado elemento químico). A aquellos átomos que poseen el mismo número de protones, o sea que pertenecen al mismo elemento químico, pero tienen el número de neutrones diferente entre ellos se les llama átomos ISÓTOPOS.

Cada isótopo se escribe donde X es el símbolo del elemento químico correspondiente. En la Naturaleza existen un número determinado de isótopos de cada elemento, que en cualquier muestra que tomemos donde existan átomos de ese elemento se encuentran siempre en el mismo porcentaje.

EJEMPLO: 55

26 Fe y

56

26 Fe

Ambos son isótopos del hierro. Todos los átomos de hierro tienen 26 protones en su núcleo (nº atómico 26) pero hay unos que tienen de masa atómica 55 (26 protones y 29 neutrones) y otros que tienen de masa atómica 56 (26 protones y 30 neutrones)

XA

Z



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EJEMPLO: del Hidrógeno existen 3 isótopos, y en cualquier muestra natural en que haya átomos de H el % de cada uno de ellos es siempre el mismo. Estos tres isótopos posibles son: el de 1 protón y 0 neutrones (masa atómica 1); el de 1 protón y 1 neutrón (masa atómica 2); y el de 1 protón y 2 neutrones (masa atómica 3). El Hidrógeno 1 (se nombran así, indicando su masa atómica) existe en un 99,98% en cualquier muestra natural; el Hidrógeno 2 (o Deuterio) en un 0,019% y el Hidrógeno 3 (o Tritio) en un 1/1015 %.

EJEMPLO: Del Cloro (nº atómico 17) existen 2 isótopos en la naturaleza, el Cloro 35 (17 protones y 18 neutrones) y el Cloro 37 (17 protones y 20 neutrones), en una proporción aproximada de tres a uno.

EJEMPLO: Algunas veces habrás oído hablar del Carbono 12 y también del Carbono 14; estas expresiones se corresponden con dos isótopos del Carbono (C, nº atómico 6), el de masa atómica 12 (6 protones y 6 neutrones) que es el isótopo de C más abundante en la naturaleza (98,9%) y el de masa atómica 14 (6 protones y 8 neutrones) que existe en un porcentaje pequeñísimo (1/1014%) y es radiactivo. El otro isótopo del carbono es el Carbono 13 (1,1%).

Se mantenía la hipótesis de Dalton de que los compuestos químicos están formados por combinación de átomos de diferentes elementos químicos. Esta combinación es fija y exacta para cada compuesto químico sin que pueda variar. Cómo se unen los átomos de los diferentes elementos para formar un compuesto químico se determinó años más tarde y nos ocupará un próximo tema.

CONTESTA Y REPASA 2.5. Define Número Atómico e indica la importancia que tiene este valor para un determinado átomo.

2.6. Define Masa Atómica y explica cómo se calcula su valor y porqué se calcula de esa forma.

2.7. ¿Todos los átomos de un mismo elemento son iguales ? Explícalo.

2.8. Rellena la siguiente tabla y explica cómo lo haces :

Símbolo del elemento nº atómico (Z) Masa atómica (A) Protones (p+) Neutrones (n0) Electrones (e–)

Au 79 118

Ni 59 28

Se 34 79

W 74 110

5.- MASAS ATÓMICAS MEDIAS


Qué es la masa atómica media y cómo se calcula.

Debido a la existencia de varios isótopos de un mismo elemento, las masas atómicas de éstos aparecen representadas por números fraccionarios.

La masa atómica de cada isótopo es un múltiplo entero de la uma. De ahí que la masa atómica de todos los isótopos aparezca consignada por números enteros; por ejemplo, 24Mg, 25Mg y 26Mg son tres isótopos del magnesio, de masas 24, 25 y 26 umas, respectivamente.

En cambio, la masa atómica del Mg es 24,33. Esta es su MASA ATÓMICA MEDIA.

Para su cálculo es preciso tener en cuenta el porcentaje de participación de cada isótopo.

Si en el caso del Mg los porcentajes de estos isótopos son 24 (77,4 %) 25 (11,5 %) y 26 (11,1 %) la masa atómica media la calcularemos hallando la media ponderada de estos tres isótopos:

CONTESTA Y REPASA 2.9. Calcula la masa atómica del plomo si de él se conocen cuatro isótopos de masas atómicas 204, 206, 207 y 208u y sus porcentajes son, respectivamente, 1,5, 28,3, 20,1 y 50,1. Escribe el símbolo de cada isótopo.

(24·77,4)+(25·11,5)+(26·11,1)24,33

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6.- MODELO ATÓMICO DE BOHR


La idea de Bohr sobre los valores de energía permitidos a los electrones dentro de un átomo.

La manera en que, según Bohr, se movían los electrones: concepto de órbita.

Qué significa decir que la energía está cuantizada.

Unos años después de que Rutherford determinara su modelo atómico una serie de descubrimientos hizo que este modelo atómico tuviera que ser ampliado. Esta ampliación del anterior modelo atómico la realizó Bohr con el fin de explicar el comportamiento de la materia ante estas nuevas investigaciones. Estas investigaciones estaban relacionadas con un fenómeno que estudiaremos en este curso en un tema posterior: los espectros de emisión y de absorción.

Al estudiar los espectros de emisión y de absorción BOHR dedujo algo en los electrones que era de tremenda importancia. Aunque era evidente que todos los electrones son exactamente iguales entre sí, no todos se mueven con la misma energía dentro de un átomo. Es más, descubrió que cada átomo “permitía” moverse a los electrones sólo con unos pocos valores de energía posibles, no con cualquier valor. Y que cada valor de energía permitido no admite más que un número máximo de electrones determinado.

Los electrones se mueven en la corteza atómica con unos VALORES DE ENERGÍA PERMITIDOS: A estos valores de energía permitidos los llamó NIVELES DE ENERGÍA.

Cada valor de energía (NIVEL DE ENERGÍA) que se le permite a los electrones dentro de un átomo no admite más que UN NÚMERO DE ELECTRONES MÁXIMO determinado.

Ante esto la modificación que realizó Bohr de la idea del átomo que hasta entonces se tenía consistió en lo siguiente:

BOHR mantenía la idea válida de que el núcleo está formado por protones y neutrones y que su radio es 10.000 veces menor que el radio del átomo. La ampliación que hace Bohr es para explicar cuál es la distribución de los electrones en torno a ese núcleo.

Los electrones no se movían de cualquier manera en torno al núcleo. Bohr pensó que los electrones debido a esos diferentes valores de energía que podían tener, se movían a grandes velocidades en órbitas circulares y elípticas en torno al núcleo (de igual manera que los planetas se mueven alrededor del sol).

Además determinó que los electrones de menor energía se movían en órbitas más cercanas al núcleo, y a medida que la energía que poseyeran los electrones fuera mayor, éstos se movían en órbitas cada vez más lejanas.

No podía haber órbitas intermedias a las permitidas, puesto que cada órbita se caracterizaba por su valor de energía. Esto es lo mismo que decir que la energía está “cuantizada”: un electrón para saltar de una órbita inferior a otra superior debería captar energía del exterior, pero justamente el valor que suponía la diferencia de energía entre las dos órbitas, nunca un valor intermedio. Por eso se llamó "número cuántico" a los números que indicaban el nivel energético de cada electrón. Genéricamente se representa a estos números con la letra "n" y se le va dando como valores los números naturales de forma creciente según va creciendo el valor energético. (El valor n = 1 corresponde al nivel energético de menor valor, n = 2 al siguiente y así sucesivamente)

En este apartado vamos a ver que Bohr determinó que los electrones giran en órbitas; pero no en cualquier órbita, solo en unas órbitas de un radio determinado, al igual que los planetas giran en unas órbitas determinadas alrededor del Sol.



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Los electrones circulaban por las órbitas menos energéticas posibles, es decir lo más cerca del núcleo que le era permitido. Incluso calculó una fórmula que indicaba el número máximo de electrones que podía haber en cada órbita, es decir el número máximo de electrones en cada NIVEL DE ENERGÍA. Cuando una órbita estaba completa los electrones tendrían que pasar a ocupar la inmediatamente superior y así sucesivamente.

De esta manera pudo determinar la distribución y el movimiento de los electrones dentro del átomo, hasta que su modelo fue incapaz de explicar algunos fenómenos que el desarrollo de la tecnología permitió detectar, por lo que hubo que modificarlo de nuevo dando lugar al modelo atómico que utilizamos hoy día: el modelo mecánico-cuántico o modelo de orbitales.

CONTESTA Y REPASA

2.10. ¿Qué dedujo Bohr que era tan importante respecto al movimiento de los electrones en el átomo?

7.- MODELO MECÁNICO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO. ORBITALES ATÓMICOS


El concepto de orbital y su importancia.

Cuáles son las ideas de Bohr que desaparecen con la aparición del concepto de orbital.

Los conceptos de nivel y subnivel de energía y las formas de representarlos.

Las formas y posiciones espaciales de los orbitales “s” y “p”.

Los dos números cuánticos que indican la energía de un determinado electrón.

Las diferencias que hay entre orbitales cuyos electrones poseen diferente energía.

El número de orbitales de cada tipo que puede haber en cada nivel de energía.

El número de electrones que puede haber en cada orbital.

Aunque la observación que había hecho Bohr acerca de los diferentes valores de energía permitidos para los electrones dentro de un átomo era totalmente acertada y por lo tanto se mantiene, experimentos posteriores con los espectros de emisión y de absorción permitieron determinar que estos valores energéticos posibles eran mucho más complejos que los que dedujo Bohr. En cada nivel de energía propuesto por Bohr hay realmente una serie de SUBNIVELES ENERGÉTICOS que varían en algo su energía



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en comparación con la que se había dado para el NIVEL. Se dedujo de estos experimentos que los electrones no se movían por órbitas circulares y elípticas como había propuesto Bohr, sino por unas zonas con un tamaño y unas formas determinadas a las que llamó orbitales.

Se llegó a descubrir que el tamaño o volumen de los orbitales y la forma de éstos dependía de la energía del electrón que por ellos se mueve.

ORBITAL: ZONA O ESPACIO POR EL QUE SE MUEVE UN ELECTRÓN DENTRO DE UN ÁTOMO CUYO

TAMAÑO Y FORMA DEPENDE DE LA ENERGÍA QUE POSEA DICHO ELECTRÓN.

Con ello aparece un nuevo modelo atómico. Se mantiene la idea de RUTHERFORD y BOHR de la existencia de un núcleo central con los protones y los neutrones, pero se modifica la idea de cómo es la disposición de los electrones en la corteza. Desaparece, por tanto, el concepto de ÓRBITA dado por Bohr y aparece el concepto de ORBITAL, pero, y esto es importantísimo, se mantienen las ideas de que los electrones sólo pueden moverse dentro de cada átomo con unos valores de energía permitidos y sólo con esos valores y que los electrones tendrán siempre el valor de energía más bajo que le permita el átomo dentro del cual se mueven. Por eso la mayor aportación de este modelo radica en el estudio del movimiento de los electrones dentro de un átomo atendiendo a la energía que posee cada electrón.

Todos los orbitales que existen dentro de un átomo tienen su centro en el núcleo de dicho átomo. Esto indica, como veremos en algunos ejemplos más adelante, que existen muchas zonas de intersección de unos orbitales con otros, y que incluso unos orbitales están dentro de otros. Por tanto habrá electrones con diferente energía que tengan algunos lugares comunes de movimiento dentro del átomo, pero de ellos, los que tienen mayor energía podrán llegar hasta lugares más lejanos al núcleo (todo lo que le permita su zona u orbital) que los que posean menos energía.

En cada orbital no puede haber más de 2 electrones, los cuales poseerán pues la misma energía.

A los valores de energía permitidos para los electrones dentro de un átomo se les llama también SUBNIVELES DE ENERGÍA.

A estos subniveles se les nombra por un NÚMERO y una LETRA.

El NÚMERO indica el volumen o tamaño del orbital por el que se mueve el electrón (al nº también se le llama NIVEL). Es siempre un valor entero del 1 en adelante. Cuanto mayor sea el número mayor es el tamaño del orbital. Este valor coincide con el número cuántico establecido por Bohr y se le llama número cuántico principal (n).

La LETRA indica la forma que tiene el orbital por donde se mueve el electrón que tiene esa energía. Las letras pueden ser cuatro: s, p, d, f.



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Cuando la letra que va a continuación del número es una “s” significa que los electrones se mueven por un orbital de forma esférica cuyo centro está en el núcleo.

Así, si decimos que un electrón tiene el subnivel de energía 1s y que otro tiene el 2s significa que los dos se mueven por orbitales esféricos, pero que la esfera del 2s es mayor que la del 1s (figura de la derecha). Como ambas esferas tienen el mismo centro (son concéntricas) la del 1s está dentro de la del 2s, lo que significa que todos los puntos por los que se mueve el electrón del 1s pueden ser ocupados por los del 2s, pero éste puede moverse también por lugares más alejados (observar la figura). Lo mismo ocurriría para el 3s, 4s...

En la imagen que tienes a continuación puedes observar por separado los orbitales 1s, 2s y 3s. A medida que aumenta la energía aumenta el volumen del orbital. Cada uno de ellos lleva asociado un número cuántico n)

Cuando la letra que va a continuación del número es una “p” significa que los electrones se mueven dentro de un orbital de forma de reloj de arena. El centro del reloj de arena es el núcleo. Para cada nivel o número (a partir del 2) hay tres orbitales “p” exactamente iguales en tamaño (mismo número) y forma (misma letra) pero situados de manera diferente, formando ángulos rectos entre ellos siguiendo la dirección marcada por los tres ejes cartesianos.

Observa detenidamente la figura:

En ella puedes observar tres “relojes de arena” dispuestos según los ejes cartesianos X, Y y Z. Los tres son iguales, luego los electrones que por ellos se muevan tienen la misma energía. Como en cada orbital puede haber dos electrones y aquí observamos la existencia de tres orbitales, puede haber hasta 6 electrones con la energía 2p, otros tantos con la 3p (el tamaño será mayor pero la forma es exactamente la misma), igual con la 4p y así sucesivamente.

En el centro de la figura se encuentra el núcleo del átomo.

Luego pueden existir orbitales con la misma energía. Se diferencian entre ellos únicamente en la orientación en el espacio

Si dibujamos una figura con los tres orbitales separados para poderlos ver con más claridad nos quedarían:



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Cuando la letra que va a continuación del número es una “d” o una “f” las formas de los orbitales de los electrones con esos valores son complejas y no se estudian en este curso. Sólo decir que en cada subnivel d existen 5 orbitales con lo que puede haber 10 electrones por subnivel. Este subnivel comienza a partir del nivel o tamaño 3. En cada subnivel f existen 7 orbitales con lo que puede haber 14 electrones por subnivel. Este subnivel comienza a partir del nivel o tamaño 4.

Recuerda: Las diferencias entre orbitales de electrones con diferente energía son su VOLUMEN y su FORMA.

Fíjate en los orbitales 2s y 2p dibujados por separado en la figura. El volumen del orbital 2s y el de cualquiera de los 2p es similar, sin embargo las formas son diferentes (el s tiene forma esférica y los p forma de reloj de arena). Tienen más energía los electrones que se mueven en cualquiera de los orbitales 2p que los que se mueven en el orbital 2s.

Teniendo en cuenta lo que hemos estudiado cabría hacerse la siguiente pregunta: ¿Cuántos electrones

que se muevan con la misma energía puede haber en un átomo?

Tendríamos que contestar así: depende de la letra con que se le llame al subnivel de energía correspondiente:

en los subniveles llamados “s” (sea cual sea el tamaño o nivel) sólo puede haber 2 electrones (en

un orbital);

en los “p” puede haber 6 electrones (distribuidos en tres orbitales: ¡2 electrones máximo en cada

orbital!);

en los “d” puede haber hasta 10 electrones que se muevan con esa energía (distribuidos en cinco

orbitales);

y en los “f” puede haber un máximo de 14 electrones (distribuidos en siete orbitales).

Los electrones tendrán los valores de energía más bajos que les sea posible

En resumen los tipos de orbitales según su forma pueden ser:

Orbitales “s”: siempre hay uno en cada nivel.

Orbitales “p”: siempre hay tres en cada nivel a partir del segundo nivel.

Orbitales “d”: siempre hay cinco en cada nivel a partir del tercer nivel.

Orbitales “f”: siete en cada nivel a partir del cuarto.

Al igual que a cada nivel energético le hemos asociado un número cuántico "n", a cada subnivel o letra se

le asignó un segundo número cuántico "l": al subnivel "s" se le asigna l =0; al "p", l =1; al "d", l =2 y al "f",

l =3.

CONTESTA Y REPASA

2.11. ¿Cuál es la diferencia entre órbita y orbital?

2.12. ¿A qué llamamos en un átomo subnivel de Energía? Nombra por orden energético los subniveles energéticos que existan. ¿Para qué utilizamos el concepto de nivel de energía?

2.13. ¿Pueden existir orbitales con la misma energía? ¿En qué se diferencian? Pon algún ejemplo.



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8.- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO


A qué llamamos configuración electrónica.

Las normas que hay que seguir para realizar las configuraciones electrónicas.

Cuándo decimos que un electrón está desapareado.

La realización de configuraciones electrónicas.

Llamamos CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de los electrones de ese átomo en sus orbitales.

Las normas que debemos seguir para hacer una configuración electrónica son:

Los electrones ocupan los orbitales de menor energía que les sea posible. Se suele usar el símbolo

para representar esquemáticamente un orbital atómico. Todos los orbitales de un mismo

subnivel tienen la misma energía.

En cada orbital no puede haber nunca más de dos electrones. Los dos electrones que ocupan un mismo orbital tienen espines. Dos electrones con espines opuestos que ocupan el mismo orbital se dice que están apareados y se representan

Cuando dos electrones ocupan orbitales de la misma energía permanecerán repartidos por los distintos orbitales de forma que haya el mayor número posible de electrones desapareados. (Principio de máxima multiplicidad de Hund). Decimos que un ELECTRÓN está DESAPAREADO cuando se encuentra el solo en un orbital.

Esquemáticamente los electrones desapareados se representan

Para conocer la distribución de los electrones en un átomo determinado debemos conocer, pues, en primer lugar el número de electrones que tiene ese átomo y además conocer el orden de energía, de menor a mayor, de los orbitales. El orden de energía de los subniveles existentes es el establecido por la regla de las diagonales o diagrama de Moeller:

Si seguimos las flechas diagonales de arriba a abajo encontramos el orden de energía de los orbitales de menor a mayor:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

En la siguiente figura podemos ver la distribución de los electrones en un átomo de Neón cuyo nº atómico es 10:

1s2 2s2 2p6

La forma esquemática en que lo podemos ver sería:

1s 2s 2p



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CONTESTA Y REPASA

2.14. El Neón es el elemento químico cuyo número atómico es 10. Escribe la configuración electrónica del Neón y explica claramente como son los orbitales en los que se mueven los electrones del átomo de Neón.

2.15. ¿A qué llamamos electrón desapareado?

2.16. Escribe la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son 18, 45 y 78. (Busca cuáles son en una tabla periódica)

2.17. Dadas las configuraciones electrónicas:

a) 1s2 2s3 2p6; b) 1s2 2s2 2p4 3d1; c) 1s2 2s2 2px2 2py

2; d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.

Indica y explica si es posible su existencia o no.

9.- IONES.


Qué son y cómo se forman los iones.

A qué llamamos aniones y cationes.

La manera de representar los aniones y los cationes.

Llamamos IONES a aquellos átomos que tienen carga eléctrica negativa o positiva.

Esta carga eléctrica la adquieren al ganar o perder electrones, nunca por ganar o perder protones.

A los átomos que han perdido electrones los llamamos CATIONES y tienen tantas cargas positivas como electrones han perdido.

EJEMPLOS: si el Calcio pierde 2 electrones formará un catión calcio con dos cargas positivas y se escribe Ca++, tantos signos positivos como cargas tiene.

Si el Aluminio pierde 3 electrones formará un catión aluminio con tres cargas positivas y se escribe Al+++, es decir tantos signos positivos como cargas tiene.

También podemos ver escritas estas expresiones con un número seguido del signo correspondiente a la carga, lo que nos indica el número de cargas positivas o negativas. Por ejemplo Ca2+; Al3+.

A los átomos que han ganado electrones los llamamos ANIONES y tienen tantas cargas negativas como electrones han ganado. Se representan por el símbolo del elemento y tantos signos negativos como cargas tiene.

EJEMPLOS: si el Cloro gana un electrón formará un anión cloro con una carga negativa y se escribe

Cl–. El signo negativo representa a la carga –1 que ha adquirido el átomo al ganar un electrón.

Si el Nitrógeno gana tres electrones formará un anión nitrógeno con tres cargas negativas y se

escribe N o, mejor, N3–.

EJERCICIO RESUELTO: Rellena la siguiente tabla y explica cómo lo haces.

ION SÍMBOLO nº atómico Masa atómica Protones Neutrones Electrones

CLORO Cl– 35 17

POTASIO K+ 19 39

AZUFRE S= 16 16

SOLUCIÓN

ION SÍMBOLO nº atómico Masa atómica Protones Neutrones Electrones

CLORO Cl– 17 35 17 18 18

POTASIO K+ 19 39 19 20 18

AZUFRE S= 16 32 16 16 18



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El número atómico y el número de protones tienen siempre que tener el mismo valor. La masa atómica tiene que ser siempre la suma de protones y neutrones. Luego el número de neutrones

coincide con la resta entre la masa atómica y el número de protones.

En este caso todos los átomos se encuentran como iones. Esto es debido a la pérdida o ganancia de

electrones. Si la carga es positiva, el número de electrones perdidos es igual al número de cargas positivas

que tiene el catión; si es negativa, el número de electrones ganados es igual al número de cargas negativas

que tiene el anión.

CONTESTA Y REPASA

2.18. ¿Qué son y cómo se forman los iones?

2.19. Rellena la siguiente tabla y explica cómo lo haces:

Símbolo del ion nº atómico (Z)

Masa atómica (A)

Protones (p+)

Neutrones (n0)

Electrones (e–)

Ni3+ 59 28

Se2– 34 79

W+++ 74 110

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