3º ESO

TEMA IV: ESTRUCTURA Y CONFIGURACIÓN ATÓMICA.

EL ILUSIONISTA DE GENIOS.

Física y Química

0-Ideas Claras.

4.1 Leyes ponderales y volumétricas.

A lo largo de la historia de la química hasta un período relativamente conceptual (S.XVIII) no se logró explicarse por qué en unas reacciones de naturaleza química se perdía materia y en otras se ganaba, lo cual derivó en la duda de la proporción de materia intercambiada. Fue cuando una serie de científicos abarcaron sus teorías que explicaban denominada duda en las llamadas Leyes ponderales (el término ponderal se asocia al término ponderal). Estas leyes ponderales fundamentalmente son tres, aunque una de ellas supera el nivel de este curso, por lo que definiremos dos de ellas.

Ley de conservación de la masa (establecida por Antoine Lavoisier 1743-1794): el experimento que demuestra la conservación en toda la duración de una reacción química de la masa fue llevado a cabo por dicho científico al comprobar que si se calienta un trozo de estaño en un recipiente cerrado con una determinada cantidad de aire, el trozo de estaño aumentaría de peso debido a la oxidación de su superficie (del metal, debido a la oxidación producto del aire), pero curiosamente sucedió todo lo contrario a lo esperado: su peso no aumentó, ya que se esperaba un peso total de metal + aire + recipiente. La interpretación a este hecho “ilógico” fue que el aire no se añadió al metal en forma de óxido, sino que directamente había pasado al metal en sí formando parte de su estructura interna. Fue entonces cuando formuló dicha ley la cual es dicha por muchos como: “En una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de las sustancias obtenidas tras el proceso”. Con lo cual dejó en evidencia que independientemente del tipo de proceso químico, la masa permanece invariable.

Ley de las proporciones definidas (establecida por Louis Proust 1754-1826): renombrado científico principalmente por estudiar las proporciones en las que se unían unas sustancias simples “A” para formar compuestos “B” fruto de su unión. Su experimento más conocido fue la relación existente entre la unión de Oxígeno (O), Cobre (Cu) y Carbono (C) para formar Carbonato de cobre (CuCO3). La relación que estableció fue la siguiente: en este tipo determinado de unión oxígeno-cobre-carbono para formar carbonato de cobre, la cantidad de cobre será 5,3 veces superior a la cantidad de carbono, y la cantidad de oxígeno será 4 veces superior a la cantidad total de carbono independientemente de cualquier factor externo o interno. Tras demostrar varios experimentos esa misma conclusión estableció la siguiente ley: “Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre en una relación (=proporción) de masa constante”.

Ejercicio práctico.1-Se sabe experimentalmente que el azufre se combina con el calcio para formar sulfuro de calcio. En la reacción química llevada a cabo se sabe que por cada 4 (g) de azufre actúan totalmente 5 (g) de calcio y así formar los 9 (g) del compuesto (sulfuro de calcio). a)En el caso de que se tengan 26 (g) de calcio y 32 (g) de azufre, determina cuantos gramos de sulfuro de calcio se obtendrán aplicando la ley de proporciones definidas de Proust.

Según la ley de proporciones definidas debe haber una relación fija entre un elemento y otro y por lo tanto siempre que queramos podremos aplicar la regla de tres. Primero siempre se prueba con una sustancia, y después con otra, en este caso empezaremos primero con el azufre. Una vez acabamos con el azufre, en este caso vemos que necesitaremos 40 gramos de calcio para poder combinar el azufre total, como no los hay (ya que solo tenemos 32) ahora probamos con la otra sustancia. Podríamos decir que la primera tabla es imposible por escasez de sustancia azufre.

La segunda tabla es la verdadera ya que en este caso tenemos todas las cantidades disponibles. En este caso se dice que reacciona 25,6 gramos de azufre y reacciona todo el calcio (32 g) formando 57,6 g de sulfuro de calcio.

Masa de azufre (g) Masa de calcio (g) Masa de sulfuro de calcio (g)

4 5 9

32 (40) (72)

Masa de azufre (g) Masa de calcio (g) Masa de sulfuro de calcio (g)

4 5 9

(25,6) 32 (57,6)

b) Indica la cantidad de sustancia que sobra al reaccionar.Primero, la sustancia que sobra al reaccionar es el azufre, ya que no actúa por completo, de los 32 gramos disponibles tan solo actúan 25,6 sobrando por lo tanto 6,4 gramos de azufre.c) Aplica la ley de conservación de la masa.Según esta ley, la masa permanece constante antes y después de la reacción. Por lo tanto en este ejemplo queda demostrada una vez más:Antes de la reacción:25,6 (g de azufre que actúan) + 32 (g de calcio que actúan)= 57,6 Después de la reacción:57,6 (g de sulfuro de calcio)= 25,6 + 32

• Además de las llamadas leyes ponderales (que establecen relaciones entre masas) también existen las llamadas leyes volumétricas (que establecen relaciones entre volúmenes de los gases). Al igual que Lavoiser y Proust en el caso de la masa, en el caso de los volúmenes intervinieron el científico J. L. Gay-Lussac (1778-1850) y el químico Avogadro (1776-1856). Una de las leyes volumétricas es la denominada ley de los volúmenes de combinación.• Ley de los volúmenes de combinación (establecida por Gay Lussac): “En las reacciones entre gases, los volúmenes de reactivos y productos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí relaciones numéricas sencillas.” No obstante, en esta teoría había un problema:

Este problema lo resolvió Avogadro con el concepto de molécula rectificando la ley de volúmenes de combinación. “En volúmenes iguales en mismas condiciones iguales de presión y temperatura de un gas cualquiera habrá el mismo número de moléculas.” Lo que quiere defender esta rectificación es que en la imagen anterior el hidrógeno no debería presentarse como átomo (H) sino como molécula (H2) y el oxígeno no debería presentarse como átomo (O) sino como molécula diátomica (O2). Entonces es cuando el vapor de agua cumple el principio fundamental de dicha teoría: números sencillos.

4.2 Modelo atómico de Dalton.

John Dalton (1766-1844) estableció por primera vez un modelo o teoría atómica bastante sencilla y simple de la idea de átomo. Su teoría defiende que los átomos:

1. Configuran la materia.

2. Son totalmente indivisibles y no se pueden modificar.

3. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y demás propiedades.

4. Los átomos de elementos diferentes guardan propiedades totalmente diferentes.

5. Los compuestos están formados por la unión de átomos de distintos elementos.

6. En las reacciones químicas los átomos se recombinan en la proporción numérica más sencilla posible.

Experimentalmente, al reaccionar una masa sencilla

de un elemento con una masa a proporción de otro, se

obtiene la suma de las masas en el compuesto. Esto

permitió que Dalton asignara masas relativas a los

diferentes elementos. Por ejemplo, el hidrógeno es el

elemento más ligero y el oxígeno es 8 veces más

pesado que el hidrógeno . Lo cual hizo a Dalton

establecer una masa relativa al átomo de hidrógeno de

1 g y al átomo de oxígeno de 8 g.

Representación de los átomos por Dalton.

Representación de los compuestos por Dalton.

4.3 Modelo atómico de Thomson.

El modelo atómico de Thomson (1856-1940) se basa en el fundamento que se cimenta en el renombrado experimento de los rayos catódicos, el cual consiste en encerrar en un recipiente llamado “tubo de descarga” un gas a baja presión y a miles de voltios. Colocando en un extremo del tubo un cátodo y poco después un ánodo. Se comprobó que el paso de la corriente cátodo-ánodo iba acompañada de una peculiar luminiscencia desconocida. La situación se analizó después:

1. Se denominan rayos catódicos ya que parten del cátodo hacia el ánodo.

2. Presenta una gran energía cinética (energía de movimiento) ya que los rayos eran capaces de mover una rueda de paletas que interferían en su camino hasta el ánodo.

3. Presentaban una naturaleza eléctrica-negativa ya que eran atraídos por una placa positiva.

4. El curioso fenómeno ocurría de forma totalmente independiente al gas encerrado en el tubo de descarga.

5. Thomson constató finalmente que los rayos catódicos descritos anteriormente en los 4 postulados anteriores estaban configurados por partículas negativas a las que denominó electrones.

6. Thomson defendió la idea de que los átomos eran esferas perfectas embutidas constituidas por una gran carga positiva y en dicha esfera estaban incrustados los electrones de modo que el átomo tenía una naturaleza neutra y estable (lo positivo se compensaba con lo negativo.)

Experimento rayos catódicos

4.4 Modelo atómico de Rutherford.

Al igual que Thomson y su experimento de rayos catódicos, E.Rutherford (1871-1937) se sostuvo en la demostración de su experimento de la lámina de oro para demostrar su denominado modelo atómico nuclear. Consistió en bombardear con partículas α (de carga positiva) una lámina de oro y analizó sus consecuencias:

1. La mayoría de las partículas atravesó la lámina sin desviarse.2. Unas pocas atravesaron la lámina desviándose de la trayectoria (0,1%

del total de las partículas).3. Escasas (aproximadamente el 0,005%) rebotaron de lleno con la

lámina. Dedujo así que la mayoría de las partículas alfa, al ser positivas debían ser atraídas por partículas negativas que constituían la mayor parte del volumen del átomo y las desviadas o rebotadas eran por causa de la repulsión de una carga positiva de diminuto volumen alojada en el centro del átomo: los protones. Lógicamente entre el núcleo y los electrones hay un considerable vacío a través del cual pasaban aquellas partículas alfa capaces de pasar sin dificultad. No obstante, aunque los electrones ocuparan físicamente mayor volumen, la masa total del átomo es debida en un 99% gracias al núcleo. Entonces se puede afirmar que Rutherford propuso su modelo atómico o modelo atómico nuclear:

1. La mayor parte de la masa y toda la carga positiva del átomo se concentran en una minúscula zona central, el núcleo.

2. Existe una corteza exterior denominada corteza electrónica en la cual los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.

3. El átomo es neutro porque el número de electrones es igual al de protones.

Posteriormente se descubrió que la masa del átomo era mayor a la masa de los protones y a la masa de los electrones. Entonces debería haber una partícula que completara la suma de las masas que carecía de carga eléctrica (ni positiva ni negativa) ya que no había sido detectada en los tubos de descarga, que poseía una masa similar a la del protón y que estaba alojada en el núcleo atómico. Acababa de descubrir la tercera partícula subatómica: el neutrón.

Las partículas rojas representan los protones. Las partículas azules los neutrones. El conjunto de los protones y neutrones conforman

el núcleo. Las partículas verdes representan los electrones. Las líneas continuas azules representan las órbitas

seguidas por los electrones. El conjunto de los electrones con sus órbitas

conforman la corteza electrónica.

4.5 Número atómico y número másico. Masa atómica. Isótopos.

En lo que respecta a estructura atómica, cabe definir unos conceptos básicos. Número atómico (Z): se define como número atómico, representado por la letra Z, al número de protones que contiene el átomo en su interior.

En un átomo de naturaleza neutra siempre coincidirá con el número de electrones. Cada elemento presenta un número atómico distinto. Así por ejemplo el hidrógeno neutro presenta 1 protón en su núcleo y 1 electrón en su corteza, su número atómico es = 1.

Número másico (A): el número másico de un átomo coincide con la suma del número atómico (Z=número de protones) + número de neutrones (n). Un núcleo atómico se representa del siguiente modo:

Así por ejemplo, el átomo litio en vez de X habría que poner su símbolo atómico (Li), en vez de Z se pondría 3 ya que es su número de protones y en vez de A se pondría 7 ya que hay 4 neutrones en su núcleo.

Masa atómica: como su nombre indica, representan la masa total de un átomo en unidades de masa, sin embargo las medidas internacionales (gramo y kilogramo básicamente) son increíblemente grandes para representar la masa de un átomo. Se comprobó por tener una referencia, que el átomo de Carbono pesaba 12 veces más que un átomo de hidrógeno, y es por ello que establecieron masas relativas medidas en unidades de masa atómica (u), siendo 12 (u) la masa del Carbono y 1 (u) la masa del átomo de hidrógeno. Esta escala relativa de masa atómica la permitió establecer Avogadro. Pero ¿cuántos gramos son 1 (u)? Para ser exactos, la masa atómica del hidrógeno, es decir, 1 (u), se asocia a 1,66 x 10 -24 (g). En muchas ocasiones se logra confundir masa atómica con masa molecular, la diferencia de uno a otra, es que una mide la masa de un átomo sencillo, mientras que la otra mide la masa de una molécula, es por lo tanto más universal.

Isótopos: se definen como isótopos los átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto másico, es decir, el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. Cada elemento puede presentar diferentes isótopos, el ejemplo más práctico es el hidrógeno. Para indicar la abreviatura de un isótopo se pone el símbolo del elemento sucedido de un guión y su número másico. El hidrógeno presenta así tres isótopos distintos: (H-1), (H-2), (H-3). El primero de ellos tiene un protón en su núcleo exclusivamente y se llama Protio, el segundo presenta un protón y un neutrón y se denomina deuterio y el tercero presenta un protón y dos neutrones y se denomina Tritio. De igual forma sucede con el carbono, otro elemento con isótopos bastante conocidos (C-12), (C-13) y (C-14). Este último es famoso por su uso en la prueba de datación de C-14 que sirve determinar el tiempo que lleva muerto un organismo ya que es un isótopo radiactivo que se desintegra lenta y progresivamente.

Ejercicio práctico

1-La masa atómica del átomo de calcio es de 40,08 u. Determina su masa en gramos.

(Ca) 40,08 (u) 1,66 x 10-24 (g)

1 (u)

m(Ca)=6,65 x 10-23 (g)

2-Completa la siguiente tabla:

Elemento

Protones

Neutrones

Electrones

Z A

11 12

Cl 17 17

P 15 31

O 8 8 8

F 9 19

Solución:Fila 1Elemento: Sodio (Na), electrones (11), Z (11), A (23)Fila 2Protones (17), electrones (17), A (34)Fila 3Protones (15), neutrones (16), Z (15)Fila 4Electrones (8), A (16)Fila 5Protones (9), neutrones (10), electrones (9).

4.6 Iniciación al modelo de Niels Bohr. La corteza atómica.

En función de la cantidad de electrones que un átomo pueda presentar, se distinguen capas de la corteza electrónica en las cuales habitan los electrones. La primera capa tiene una capacidad máxima de 2 electrones, a esta primera capa se la designa con la letra K. Si el átomo presenta más de 2 electrones, estos ocuparan la primera capa y los demás ocuparan la segunda asignada a la letra L capaz de albergar hasta 8 electrones más. La tercera capa ocupará los electrones de aquellos átomos que presenten lógicamente más de 10. Estos electrones sobrantes ocuparán la tercera capa asignada por la letra M capaz de albergar hasta 18 electrones más. Finalmente existe la presencia de una cuarta capa N capaz de albergar un número total de 32 electrones más. Así pues, en la corteza atómica, existirían cuatro capas (K,L,M y N). Los electrones situados en la última capa son los denominados electrones de valencia que son aquellos capaces de transferirse o compartirse con otros átomos vecinos. Un ejemplo práctico sería asignarle la configuración electrónica al átomo neutro de cloro (Cl (Z=17)). Entonces habría que decir que de esos 17 electrones, 2 están en la capa K, otros 8 en la capa L y 7 más en la capa M. Es por lo tanto lógico decir que el átomo de cloro tiene 7 electrones de valencia.

La idea básica del razonamiento que expuso el físico Niels Bohr (1885-1962) en 1913 que se estudia en este curso es la presencia de los llamados niveles de energía en el átomo capaces de absorber o emitir la luz. Su idea defiende la necesidad que tienen los electrones de ocupar órbitas determinas en función a la energía que presente el átomo. Estas órbitas serían los niveles de energía que se ocupan por los electrones de manera progresiva en función a su propia energía atómica. Un átomo en estado neutro e inalterado, sus electrones ocuparían los niveles de energía más bajos, sin embargo, si algún electrón por cualquier causa no ocupara su órbita o nivel adecuado el átomo se dice que está en estado excitado. En el caso en el que el electrón pase a un nivel superior absorberá energía, mientras que si baja a uno inferior la emitirá. Esta energía emitida o absorbida se refleja en forma de luz. Los niveles de energía se asocian a la letra n sucedida de un guión y el nivel de energía que representan: (n-1), (n-2), (n-3) o (n-4). Pero dentro de cada nivel de energía hay subniveles que lo configuran, imaginémonos para establecer un símil una montaña compuesta por la falda, la ladera y la cima, sin embargo en cada una de estas partes nos podremos encontrar terrenos ligeramente más fríos a medida que subimos. De igual forma sucede en los niveles de energía, a medida que el nivel de energía aumenta, no lo hace de manera brusca, sino que lo hace progresivamente gracias a esos subniveles asignados por las letras s, p, d y f, siendo el subnivel más energético f (y por lo tanto el último en llenarse), después el subnivel d, después el subnivel p, y por último el subnivel s siendo este el menos energético. Cada nivel de energía presenta tantos subniveles progresivos como número de nivel tenga, un ejemplo, el nivel de energía n-3 presenta los subniveles s, p y d.

Niels Bohr Modelo de Bohr

4.7 Iones: cationes y aniones.

Se definen como iones aquellos átomos que han perdido o ganado electrones en su corteza electrónica. En el caso en el que hayan ganado electrones se llaman aniones y sus cargas serán negativas, mientras que en el caso en el que hayan perdido los electrones se llamaran cationes y presentaran carga positiva. Los aniones por lo general están localizados en los elementos no metálicos mientras que los cationes están localizados en los elementos metálicos. Por ejemplo el catión Ca2+ indica que el átomo neutro de calcio (Z=20) ha perdido dos electrones y por lo tanto tiene una sobrecarga positiva de (+2), su configuración electrónica será por lo tanto: 2 electrones en la capa K, 8 electrones en su capa L y otros 8 en su capa M (ya que su número de electrones se ha reducido de 20 a 18). Otro ejemplo sería interpretar la configuración electrónica del anión Cl- el cual presentaría un electrón demás, es decir, sabiendo que el átomo neutro de Cloro (Z=17) sus capas serían: 2 electrones en la capa K, 8 en su capa L y 8 en su capa M.

4.8 Iniciación a la física cuántica.

La física cuántica no se estudió hasta principios del siglo XX con la iniciación de Niels Bohr y Albert Einstein. Sus ideas defienden la posibilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo atómico y se llegó a la cuenta que una órbita era una trayectoria demasiada precisa para describir el movimiento y la localización de un átomo. Es entonces cuando se empieza a hablar del llamado orbital, un espacio descrito como una nube que rodea al núcleo en el cual hay altas probabilidades de encontrar un electrón. Es por lo tanto más preciso definir el concepto de orbital como la región del espacio donde hay una alta probabilidad muy alta de encontrar un electrón. En función a su forma, los orbitales pueden ser s si son esféricos, p si presentan dos lóbulos, d si presentan cuatro y f si presentan ocho.

4.9 Tabla periódica.

Desde el origen de los tiempos se creyó que los elementos que conformaban el universo eran aquellos que la propia naturaleza aportaba en su propia faz, el Fuego, el Aire, la Tierra y el Agua. Estos cuatro elementos fueron establecidos fundamentalmente por Aristóteles, pero también estableció otros cuatro elementos más que no fueron nada más ni nada menos que los soportes de estos cuatro fundamentos: el caliente, el frío, el seco y el húmedo. Posteriormente en la historia de la química se incluirían elementos como la luz o el calórico (una sustancia que se creía que aportaba el calor a los cuerpos) incluidos por Lavoisier. Sin embargo Dalton tuvo la última palabra, la cual derivaría en la idea de estudiar cada elemento tan minuciosamente como fuera posible que conformaba este universo. Esa idea se podría resumir en una sola palabra: “átomo”. Fue una verdadera revolución científica que dos científicos de nombres J. L. Meyer (1830-1895) y Mendeleiev (1834-1907) elaboraran una sistema periódico en el cual ordenaban metódicamente los elementos que forman este universo en orden creciente a sus masas atómicas. La tabla está conformada en 18 grupos (en columna) y 7 períodos (filas). Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades similares mientras que el período está relacionado con el nivel de energía. De igual forma en la tabla periódica se puede observar como los metales están tanto en el centro como en la izquierda de la tabla periódica, los semimetales ocupan la mitad izquierda de la parte derecha de la tabla mientras que los no metales la otra mitad a excepción del último grupo (G-18) que está formada por los gases nobles. De igual forma se identifican elementos sólidos, líquidos y gaseosos.

Los nombres de los grupos primordiales en este curso son los siguientes: (G-1: Metales alcalinos), (G-2: Metales alcalinotérreos), (G-16: Anfígenos), (G-17: Halógenos) y (G-18: Gases nobles).

L. Meyer Mendeleiev