INSTITUCION EDUCATIVA PABLO SEXTO

DOSQUEBRADAS- RISARALDA

“UN HOMBRE CON MENTALIDAD DE CAMBIO”

AREA CIENCIAS NATURALES Y DEL MEDIO AMBIENTE

EJE ARTICULADOR DE CONTENIDO: MATERIA Y ENERGIA

NUCLEO TEMATICOS: Estructura de la materia

Modelos Atómicos

Modelo Actual del Átomo

Relación carga masa del átomo

Óxidos Ácidos

Métodos de separación de mezclas

Electricidad, circuitos y magnetismo

ESTANDAR CURRICULAR: Establezco relaciones entre las características macroscópicas y microscópicas de la materia y las propiedades física y químicas de las sustancias que la constituyen.

COMPETENCIAS A DESARROLLAR:

Interpretativa: Identificar la aplicación de diversos métodos de separación de mezclas.

Argumentativa: Reconoce las clases de mezclas y los métodos de separación.

Propositivas: Ejercitar habilidades para manejar técnicas de diferenciación y separación de mezclas en el laboratorio.

NIVELES DE COMPETENCIA:

Describo el desarrollo de modelos que explican la estructura de la materia.

INDICADORES DE DESEMPEÑO: Identifica las partículas atómicas y las relaciona con los conceptos de masa atómica y número atómico.

Establece comparaciones entre los diferentes modelos atómicos.

Interpreta y usa correctamente la tabla periódica. Define carácter metálico Diferencia entre metales y no metales Deduce el comportamiento químico de los átomos con base en la distribución electrónica.Diferencia y aplica los conceptos de número atómico, masa atómica e isotopo.

IDEAS BASICAS

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

MODELOS ATÓMICOS

LA APARICIÓN DEL CONCEPTO DE ÁTOMO 

Ya desde la época griega se reflexionaba sobre la materia, y hasta que punto era ésta divisible. Con la idea de que la esencia de la materia debía permanecer siempre constante, aunque se pudiera observar un cambio constante en

ella, Demcrito llegó a la conclusión de que las partículas que forman la materia no se podían dividir. Y las llamo átomos, que en griego significa indivisibles. Pero esta teoría no estaba basada en ningún hecho científico, así que no trascendió.

Las que si estaban fundamentadas en hechos experimentales eran las leyes clásicas de la química, que marcaron el nacimiento de esta ciencia. 

LEYES CLÁSICAS DE LA QUÍMICA

     Ley de la conservación de la masa: En toda reacción química la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción. Propuesta por Lavoisier en 1789.

           Ley  de las proporciones definidas: La proporción entre las masas en que dos o más elementos se combinan para formar un cierto compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento para formarlo. Redactada en 1801 por Proust.         

            Ley de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro, para dar diferentes completos, están en una relación de números enteros sencillos. Esta ley fue formulada por Dalton en 1803 y en concordancia con esta ley y las dos anteriores estableció el primer modelo atómico.   

   

MODELO ATÓMICO DE DALTON

Esta teoría fue la base de la química moderna. Los principios de esta teoría son:

1.- Los elementos químicos están formados por átomos, partículas muy pequeñas e indivisibles.

2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.

3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

4.- En la reacciones, los átomos ni se crean ni se destruyen, únicamente de redistribuyen.

5.-  Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.

Aunque fue una idea revolucionaria no encontró mucha oposición, hasta que varios experimentos obligaron a desacreditarla: 

           Estudios de electricidad y electroquímica, realizados por Ampere y Faraday, sugerían una relación entre carga y masa.                El descubrimiento de la radiactividad en 1896 por Henri   Becquerel, que llevó al conocimiento de relación carga/masa  de éstos, que era siempre igual independientemente del gas utilizado.             El experimento de los rayos canales, de carga positiva que realizo Goldsteinen 1886, al utilizar el tubo del experimento de los rayos catódicos pero con el cátodo perforado. Este experimento junto al descubrimiento de partículas negativas, indujo al pensamiento de que debían existir partículas positivas, ya que la materia es eléctricamente neutra. 

Con todos estos descubrimientos Thomson elaboró un nuevo modelo atómico.  

MODELO ATÓMICO DE THOMSON 

Propuesto en 1898 Thomson presenta el átomo como una masa

esférica y uniforme cargada positivamente, con partículas de carga negativa incrustadas de tal forma que, al final lar carga se anulasen y el átomo quedase eléctricamente neutro. Con este modelo Thomson también explicaba la existencia de radiaciones con carga positivas, diciendo que se trataban de iones positivos, es decir, átomos que han perdido electrones.                                

Pero éste modelo dejaba sin explicación la existencia de otras radiaciones y al igual que paso con el modelo de Dalton, experimentos realizados posteriormente obligaron a desestimarlo: 

El convencimiento definitivo de la existencia de partículas subatómicas de carga positiva. Éste llegó cuando Rutherford utilizo hidrogeno en el tubo de descarga y observó que, a pesar de que el átomo de hidrógeno era el mas ligero, la relación carga/masa era la mayor obtenida hasta ahora. Su carga eléctrica era del mismo  valor que la de los electrones, pero su masa era casi 2000 veces mayor. Teniendo en cuenta que se podían obtener estas partículas de cualquier gas, aunque la relación carga/masa era diferente en cada uno, se considero que estas debían  componer, junto a los electrones, la estructura del átomo. Y se las denominó protones.

Recopilando los nuevos avances, Rutherford redacto su teoría atómica.  

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD  

Una vez asumida la existencia de protones y electrones, Rutherford comenzó a estudiar la localización y estructura de estos dentro del átomo.En 1911, Rutherford bombardeó un fina lamina de oro con

partículas alfa, colocando una panel de

Sulfuro de Zinc fluorescente detrás donde poder observar en qué medida eras las partículas dispersas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina sin cambiar de dirección. Sin embargo algunas partículas sufrían desviaciones considerables y una mínima parte incluso rebotaban y volvían hacia atrás.

Este resultado era incompatible con el modelo atómico macizo y de estructura homogénea de la teoría de Thomson. Así, con los resultados de este experimento Rutherford creó su modelo atómico nuclear: 

El átomo esta formado por dos partes:

El núcleo : es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva, y  prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva), en la experiencia de la lámina de oro.

La corteza : es casi un espacio vacío, inmenso comparado con las dimensiones del núcleo. El  diámetro de la corteza es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atravesaran la lámina sin cambiar su dirección. Aquí se  encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, como os planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo.                

 El átomo es estable debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que ejerce una fuerza  centrífuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite  que el electrón se mantenga en su órbita. La carga del núcleo y de los electrones se equilibra, confiriendo al átomo su neutralidad.   

Pero una vez más, el nuevo modelo atómico propuesto tenía contradicciones:

               En primer lugar contradecía las leyes de electromagnetismo de Maxwell. Éstas afirmaban que una carga eléctrica en movimiento (como el electrón en este caso)  emite energía continuamente en forma de radiación, con lo cual, al perder energía, terminaría cayendo sobre el núcleo, y la materia de destruiría.             En segundo lugar, el modelo atómico de Rutherford no explicaba los espectros atómicos.             Y por último, aunque Rutherford sugirió la posible existencia una tercera partícula (sin carga, por lo que la denominó neutrones)  en el átomo al comprobar que, el peso total de los elementos era mucho mayor que el calculado con los protones; fue Chadwick el que, en 1932, los descubrió. Esta vez, Chadwick bombardeó con partículas alfa una lámina de Berilio, e identificó esas partículas con los neutrones que ya predijo Rutherford.

Por lo que hacía falta un nuevo modelo que resolviese todas estas incógnitas. 

MODELO ATÓMICO DE BOHR  

Bohr publicó su modelo atómico en 1913, basándose en las ideas previas de Max

Planck, El modelo atómico de Bohr coincide con el modelo atómico nuclear de Rutherford en la estructura del átomo y

también en la teoría de que los electrones giran alrededor del núcleo.  

Pero Bohr situó los electrones en órbitas, teniendo cada órbita un nivel de energía,

aumentando ésta  cuanto mas alejado estuviera del núcleo, pero disminuyendo la distancia entre órbita y órbita. Bohr explicaba que a cada electrón le corresponde un nivel, y que mientras de mantenga en ese nivel ni pierde ni gana energía.

La energía cinética del electrón equilibra la atracción electroestática de las cargas opuestas del núcleo y el electrón. Los saltos de los electrones de un nivel a otro suponen una emisión o absorción, dependiendo si sube o baja de nivel, de energía electromagnética (fotones de luz). Los niveles permitidos para cada electrón son aquellos en los que su momento angular es un múltiplo entero de  h / (2 · ), donde h es la constante de Planck. 

Bohr explicó la existencia de los espectros atómicos como la luz, cifrada, que desprende un electrón cuando cambia de nivel. El espectro es el resultado de descomponer esa radiación electromagnética compleja en todas sus radiaciones sencillas caracterizadas por una longitud de onda. El conjunto de las líneas que aparecen en los espectros atómicos corresponden a cada una de las longitudes de onda. Estudiando los espectros, que son característicos en cada elemento, podemos analizar la radiación que absorbe o emite este elemento. 

Sin embargo, el modelo de Bohr  tuvo que ser abandonado, ya que explicaba los espectros atómicos de los elementos simples, pero no de los complejos. Además, la idea de que los electrones se mueven  alrededor del núcleo  en orbitas definidas tuvo que ser también  desechada.Pero aun así, Bohr contribuyo mucho en el desarrollo de las nuevas ideas, que vendrían de la mano de a mecánica cuántica.     

Estructura del átomo

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.

El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.

Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

IsótoposLa suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo

número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.

• Actividad sobre la estructura atómica

1. Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su núcleo el mismo número de

.

2. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?

1. 12

2. 13

3. 24

4. 25

3. Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:

1. El número de protones

2. El número atómico

3. El número de neutrones

4. El número de electrones

4. Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y 108 neutrones. ¿Cuál es su representación adecuada?

1.

 

2.

 

3.

 

4.

5. Señala las afirmaciones correctas:

1. El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones

2. Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones

3. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico

4. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico

5. Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones

ATIVIDADES SOBRE MODELOS ATOMICOS

1. Realiza una reseña histórica sobre los distintos modelos atómicos.

2. Cual fue la conclusión a la que llego Demócrito sobre la materia y por que no trascendió.

3. escriba las tres leyes clásicas de la química y de ejemplos.

4. Quienes realizaron estudios sobre la electricidad.

5. Que científico descubrió la radiactividad.

6. Por que se dice que la materia es eléctricamente neutra.

7. Explique cuáles fueron las distintas contradicciones encontradas en los modelos atómicos.

8. Dibuje un átomo explicando cada una de sus partes.

9. Bohr explico la existencia de los espectros atómicos en que consistió.

Ahora aprendamos a ubicar los elementos en la tabla periódica, a partir del número atómico y la tabla de configuración electrónica;

Con la ayuda de tu profesor realiza la tabla de configuración y dibuja los orbitales moleculares,

Aplica las fórmulas matemáticas para ubicar exactamente los elementos en tu propia tabla periódica

FORMULAS1. nsx n= mayor

nivel de energía x= variante 1º2 indica el grupo A I o II

2. ns2 npx n= mayor nivel de energía; p utima letra; x= variante entre 1 a 6 indica el grupo A al que

pertenece puede ser del III al VIII

3. ns2 (n-1) dx n= mayor nivel de energía; d ultima letra; x= variante que puede tomar valores entre 1 a 10 y permite ubicar los elementos de los grupos B de la t. P., según indique la explicación e el despeje de as formulas

4. ns2-1(n-2) fx-2 n= ultimo nivel de enrgia; f ultima letra y primero hago las restas pertinentes para saber el valor real de los exponentes que ubican columnas de la 1 a la 14

1s s tiene máximo 2 e-2s 2p3s 3p 3d p tiene máximo 6 e-4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f d tiene máximo 10e-6s 5p 6d 6f7s 7p 7d 7f f tiene máximo 14e-

A partir del numero atómico y con la ayuda de la tabla realizada puedo hacer configuración electrónica y aprender a ubicar los elementos, asi que manos a la obra y empieza a hacer ejercicios

Ahora conozcamos las propiedades periódicas, entendiéndolas en la T:P: que estamos construyendo Radio atómicoPeso atómicoElectronegatividadAfinidad electrónica entre otras que debes investigar

Logros:1. Identifica los elementos químicos en la Tabla periódica2. identifica los grupos y periodos de los elementos de la Tabla Periódica.

Competencia:Plantean estrategias de solución para resolver problemas relacionados con la organización de los elementos químicos en la Tabla Periódica.

Palabras Clave: Elementos, símbolos químicos, grupos, periodos.

Pregunta Generadora:¿Sabes cómo están organizados los elementos en la Tabla Periódica?

Situación de aprendizaje :Observación y reconocimiento de la posición de los elementos químicos en la Tabla Periódica.

Tarea:Actividad 1. Repasar los símbolos químicos de los elementos.Actividad 2. Repasar los elementos de la Tabla periódica por grupos y por periodos.Actividad 3. Resolver la actividad de construir tu propia tabla periódica

Criterios de Evaluación:1. Realiza la actividad de rompecabezas con lógica y rapidez, teniendo en cuenta los grupos y periodos de los elementos químicos de la Tabla Periódica.Recursos: Recurso humano: docentes y estudiantes.

En este trabajo práctico nos planteamos conocer la tabla periódica de los elementos desde varios puntos de vista:

• Estructura de la tabla periódica: los grupos y los periodos.

• Configuraciones electrónicas de algunos Elementos.

• Aplicaciones de algunos elementos

Para ello en esta ocasión no vamos a trabajar en el laboratorio, sino que vamos a utilizar un programa

informático que nos proporciona información sobre los distintos elementos de la tabla periódica. Este

programa lo utilizaremos a través de Internet.

2. Materiales necesarios

Ordenador

Enlaces a páginas web

Tabla periódica

3. La tabla periódica

Observa en la tabla periódica del siguiente enlace y comprueba las siguientes cuestiones:

Tabla periódica

a. Observa que la tabla periódica está organizada en columnas, llamadas GRUPOS y en filas,

llamadas PERIODOS. Los grupos nos informan del número de electrones que tienen esos átomos

en su última capa de la corteza electrónica. En cambio, los periodos nos informan del número de

capas que existen en su corteza electrónica.

b. Observa la tabla periódica y completa la siguiente tabla:

Elemento K S Be I Ar

Nº de electrones en su última capa

Nº de capas de la corteza electrónica. Observa los colores y pon dos ejemplos de elemento en estado sólido, líquido y gaseoso a

temperatura ambiente.

d. Pulsa sobre algunos elementos para conocer el origen de su símbolo y nombre: Na, S, Fe, Ag, Kr.

4. Configuración electrónica de los elementos.

Conecta con el enlace de internet que te mostramos a continuación y comprueba las siguientes cuestiones:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/

modelos.htm

Tabla Periódica Interactiva

a. En este enlace puedes observar algunas características muy interesantes de los átomos, como son

su espectro atómico, su configuración electrónica y su corteza electrónica.

b. Analiza cómo es la configuración electrónica del grupo IA, o grupo 1, llamado Elementos Alcalinos.

Para ello pulsa sobre los elementos Li, Na, K, Rb y observa qué tienen en común.

c. Veamos ahora el grupo VIIA, llamado grupo de los halógenos y comprueba de nuevo qué tienen en común. Recuerda que los elementos que se encuentran en el mismo grupo tienen propiedades químicas parecidas, por lo que es muy importante saber en qué se parecen sus configuraciones electrónicas.

d. La escala de energía que puedes observar a la derecha de las órbitas te informa de la energía que tienen los electrones. Cuanto más bajos se encuentran, más energía tienen, y más cerca se encuentran del núcleo del átomo.

e. Por último, vamos a viajar hasta el núcleo del átomo. Para ello puedes pulsar sobre el botón “Ver el núcleo”. Observa el núcleo de algunos elementos como H, He, Li, C, Br. Puedes ver cómo el número de protones y neutrones aumenta conforme nos vamos hacia abajo y hacia la derecha en la tabla periódica.

5. Aplicaciones de algunos elementos

En este apartado vamos a analizar las principales aplicaciones o utilidades de algunos elementos de la tabla periódica.

Para ello nos vamos a centrar en dos cuestiones:

a. Elementos con interés industrial. Utiliza el siguiente enlace para ver las utilidades que tienen los siguientes elementos: Na, Cu, Ag, Fe, Mg. Tabla periódica

b. Oligoelementos. Son los elementos químicos que se encuentran en nuestro cuerpo, muchos de ellos en muy pequeñas proporciones, pero que son fundamentales para un buen estado de salud. Oligoelementos, bioelementos

6. Juega con la tabla periódica

Mientras conoces propiedades de los elementos químicos. Juega con la tabla periódica para iniciar a estudiar como se unen los elementos químicos a través de los enlaces químicos y posteriormente estudiar funciones químicas, reacciones químicas, nomenclatura y estequiometria entre otros temas, así que manos a la obra.