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Departamento de Ciencias y Tecnología

Subsector: Química

Profesor: Carlos Donoso E.

Nivel: Primer año Medio Año: MMXIII

Guía de Apoyo nº2: Introducción a la teoría atómica moderna

Introducción:

Los griegos y el átomo.

En la búsqueda de una explicación sobre la constitución de la materia, los griegos

desarrollaron varias ideas, entre las cuales destacan las planteadas por Aristóteles, Leucipo y Demócrito.

Aristóteles creía que la materia estaba conformada por la mezcla de cuatro elementos o fuerzas fundamentales, que denominó: aire, agua, tierra y fuego. Entre estos estaban

estados intermedios por los que la materia pasaba en su proceso de transformación: caliente, seco, húmedo y frío.

Leucipo en cambio planteo que si la materia era dividida en forma consecutiva, el proceso no tendría el carácter de infinito, sino que se llegaría a una partícula pequeña e

invisible que ya no podría seguir dividiéndose. Más tarde Demócrito bautizó a esta

partícula como átomo. Sin embargo, este primer “modelo” constituye el resultado de aplicar el pensamiento

racional sobre los hechos observados, sin la comprobación experimental que suele acompañar a nuestros conocimientos actuales. Es por tanto, un “modelo no empírico”.

El modelo de Dalton.

La primera comprobación experimental de las propiedades de los átomos que caracterizaban la materia, llegó de la mano de John Dalton (1766-1844).

Las leyes de combinación de los elementos para formar compuestos: Ley de Dalton de las proporciones múltiples, ley de Proust (1754-1826) de las proporciones definidas, la ley

de Lavoisier (1743-1794) de la conservación de la masa en las reacciones químicas y la ley de Avogadro (1776-1856), hablaban indirectamente de las características de estos

átomos. Dalton se percató de esto y tomando como base las ideas de Leucipo y Demócrito,

plantea un modelo, que a diferencia de los griegos, es empírico. Sus resultados los

publica en 1808 en su obra titulada New System of Chemical Philosophy.

Objetivos:

-Describir investigaciones científicas clásicas o contemporáneas relacionadas con la estructura

de la materia.

-Explicar características de los átomos en relación con su modelo

-Diferenciar los conceptos de isótopo, isóbaro, isótono, catión y anión

-Obtener Z, A, números de electrones, protones y neutrones de un elemento a partir de

información del átomo.

-Valorar el conocimiento del origen histórico de conceptos y teorías sobre la estructura de la

materia. .

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Principios del modelo de Dalton 1.- Los átomos son partículas reales separadas o independientes que no se pueden dividir por ningún proceso químico conocido.

2.- Los átomos del mismo elemento (oxígeno, cobre, oro, etc.) son iguales entre sí en todos sus aspectos y de igual peso.

3.- Los átomos de elementos diferentes tienen propiedades diferentes, como peso, afinidad, etc.

4.- Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de distintos elementos en simples proporciones numéricas.

El Modelo de Thomson

La electricidad tiene la palabra

Los griegos sabían de ciertos fenómenos, como por ejemplo, el que observaban al

frotar con piel animal un trozo de ámbar (ηλεκτρον) que en griego se dice “elektron”. El resultado era que el ámbar (savia fosilizada) podía atraer, de esta manera, trocitos de

hierba seca. Posteriormente y alrededor del 1800, hombres de ciencia de la talla de B. Franklin

(1706-1790), A. Volta (1745-1827), L. Galvani (1737-1798), A. M. Ampère (1775-1836), M. Faraday (1791-1867) investigaron este fenómeno, que llamaron “eléctrico” y que se

presentaba en sólidos (metales) y en sales disueltas o

fundidas. Faltaba por investigar el comportamiento eléctrico de

los gases. W. Crookes (1832-1919) desarrollo, a mediados de

1800, un aparato, que se denominó

“tubo de

descarga”. En él comprobó que al

aplicar una descarga eléctrica

sobre un gas encerrado, éste

brillaba intensamente. Pero si extraía parte del gas, la brillantez de la luz iba cediendo y daba paso a un

débil haz que partía en el cátodo y terminaba en el

ánodo. Denominó a estas emisiones: rayos catódicos.

Posteriormente investigó la naturaleza de estos rayos, notando que poseían carga eléctrica negativa. Las partículas negativas que formaban el rayo catódico fueron

bautizadas como electrones. En 1886 E. Goldstein (1850-1930) descubre los rayos positivos o rayos canales y J. J.

Thomson (1856-1940), determina en 1898 la relación carga/masa (q/m), que le permite afirma que:

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La masa de la partícula positiva tenía alrededor de 1800 veces más masa que la

partícula negativa.

Con estos antecedentes, Thomson postula un nuevo modelo para el átomo.

Modelo de Rutherford

Descubrimiento de la radiactividad

Casi al empezar el siglo XX H. Becquerel

(1952-1908) descubre que un mineral de

uranio tiene la capacidad natural de producir emisiones. Logra identificar sus

características y las bautiza como rayos ,

β y .

Los rayos sonde naturaleza positiva y los

identifica con átomos ionizados de He, los rayos β, en cambio, están conformados por

partículas negativas. Finalmente, los rayos

no tienen carga ni masa, concluyendo

que son energía pura.

M Curie (1867-1934) y P. Curie (1859-1906), continuarán con las investigaciones

comenzadas por Becquerel y descubrirán

dos nuevos elementos, el Polonio y el Radio, inaugurando así la era de la Radiactividad.

Principios del modelo de Thomson

1.- La materia es continua y está formada por átomos eléctricamente neutros.

2. La masa de los átomos posee carga eléctrica positiva.

3.- Los electrones están incrustados en la masa del átomo en cantidad suficiente para garantizar la neutralidad.

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Experimento de Rutherford

Rutherford dirigió las emisiones de una fuente radiactiva sobre una lámina delgada de

oro. Para poder detectar las partículas que usaría como proyectiles, rodeo todo con una

pantalla recubierta de ZnS (sulfuro de cinc), que es un centellador, es decir, una sustancia que al ser impactada por las partículas produce destellos.

Principios del modelo de Rutherford

1.- La materia está formada por átomos que presentan un gran espacio vacío. 2.- La masa del átomo está concentrada en un espacio pequeño y central, llamado núcleo, que posee carga eléctrica positiva

3.- Los electrones giran describiendo órbitas alrededor del núcleo y se encuentran en cantidad suficiente para asegurar la neutralidad eléctrica.

Conceptos relacionados con el átomo:

Número Atómico (Z): Cantidad de protones que posee un átomo. Si el átomo es

eléctricamente neutro, el número atómico, corresponderá también a la cantidad de electrones.

Número Másico (A): Corresponde a la suma de los protones y neutrones que posee un

átomo

Notación: Sea X el símbolo de un elemento, podemos anotar Z y A, de las siguientes

formas:

Tipos de átomos

Isótopos: átomos que presentan igual Z y distinto A. Ejemplo: 8O16, 8O17

Isóbaros: átomos que presentan distinto Z e igual A. Ejemplo: 7N14, 6C14

Isótonos: átomos que presentan igual cantidad de neutrones. Ejemplo: 14Si30, 15P31

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Cationes: átomos que han perdido uno o más electrones. Ejemplos: Na +, Ca+2, Fe+3

Aniones: átomos que han recibido o capturado uno o más electrones. Ejemplos: S-2, F-

Nota: Los cationes y aniones se clasifican en general como iones.

Las partículas subatómicas

Valores de Carga y Masa de las partículas subatómicas (En S.I)

Partícula Carga (Coulomb) Masa (Kg)

Protón 191.6021 10 271.6725 10

Neutrón 0 271.6748 10

Electrón 191.6021 10 319.1091 10

Partícula Carga Masa Símbolo

Protón +1 1 p

Neutrón 0 1 n

Electrón -1 1/1840 e

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Origen de la teoría cuántica

Aunque el modelo atómico de Rutherford explicaba con éxito las evidencias experimentales observadas hasta el momento, era en sí mismo inconsistente.

Ya era conocido en aquella época que cuando una carga eléctrica se mueve con

movimiento acelerado, pierde energía en forma de radiación electromagnética. Por lo

tanto, como el electrón en movimiento circula 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. Por el contrario, sabemos que el átomo es un sistema de partículas

estables. Por lo tanto, es necesario establecer otro modelo atómico que, además de

ofrecer explicación a los fenómenos observados, no vulnere las leyes de la física.

Espectros atómicos de emisión

Los cuerpos calientes emiten energía en forma de radiación, y lo hacen en forma continua, es decir, la radiación está formada por todas las frecuencias, desde las

pequeñas a las grandes.

Por el contrario, el espectro de emisión de los elementos gaseosos a baja presión no es

continuo, sino que la radiación está formada por algunas frecuencias que se pueden separar por métodos ópticos (usando un prisma).

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, por lo que

estos espectros se conocen con el nombre de espectros de rayas.

Espectro de emisión del hidrógeno

El espectro de emisión del hidrógeno es el más sencillo de todos y, por ello, el más estudiado. Se compone de varias series de bandas, que aparecen en la zona ultravioleta,

en la visible y en el infrarrojo.

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La primera serie que se observó fue, por razones obvias, la de frecuencias

correspondientes a la porción visible del espectro. La descubrió y estudió el físico suizo J. J. Balmer (1825 – 1898), por lo que se conoce con el nombre de serie de Balmer. En

1885 obtuvo una forma empírica que reproducía numéricamente las longitudes de onda de las radiaciones observadas.

Rn2

1 1 1

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donde

: Longitud de onda de la radiación que genera cada línea.

R: Constante de Rydberg, cuyo valor es: 1.097 107 m-1.

n: Variable que puede tomar valores enteros mayores que 2.

Al estudiar la radiación no visible se detectaron otras series de líneas o rayas que se

conocen, también, con el nombre de sus descubridores:

Lyman, formada por radiación ultravioleta Paschen, Brackett y Pfund, formadas por radiación infrarroja

El físico sueco J. Rydberg (1858 – 1919) halló la expresión empírica que relaciona las

longitudes de onda de las radiaciones observadas en las diferentes series espectrales del

hidrógeno. Ésta es muy similar a la obtenida por Balmer para la serie visible del espectro. La ecuación de Rydberg es la siguiente:

Rn n2 2

1 2

1 1 1

donde

n1 y n2: Variable que puede tomar valores naturales, de manera que n1<n2.

Esta ecuación sólo reproduce los valores encontrados experimentalmente, pero no ofrece

ninguna explicación del fenómeno.

En 1913 Niels Bohr estableció un nuevo modelo atómico basado en nuevas y

revolucionarias teorías: la teoría cuántica de Planck y la teoría corpuscular de la luz de Einstein.