2012

QUÍMICA COMÚNQC-01

Los Modelos Atómicos

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TEORÍA ATÓMICA

LA QUÍMICA EN GRECIA

Hacia el 600 A.C. se inició en Grecia el primer intento por responder la composición de la materiay la naturaleza. El modelo de los 4 elementos y el enfoque atomista para explicar el origen de lamateria fueron polos de discusión entre 2 escuelas filosóficas diferentes en Grecia.

El concepto atomista comienza con las ideas de Leucipo y Demócrito, según ellos:

LA TEORÍA DE DALTON

John Dalton en 1808 repostuló la teoría atómica adaptándola y ampliándola hasta ser capaz deexplicar la materia, su entorno, los distintos tipos de sustancias y las reacciones químicas. Paraello enunció los siguientes postulados:

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La idea atómica del Dalton era más precisa y clara que la de Demócrito. A pesar de ello Dalton nointentó describir la estructura o composición de los átomos, pues los consideraba la partícula máspequeña. Pronto surgieron interrogantes que hicieron pensar que la estructura atómica no podíaser tan sencilla como suponía Dalton.

Entre las situaciones que la Física y Química no podrían explicar, se encuentran:

Descargas eléctricas en gases a baja presión. La radiactividad.

Los espectros de emisión.

La electrólisis.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

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DESCUBRIMIENTO DE LOS ELECTRONES

En 1879 Williams Crookes observó que en los tubos en que se había generado vacío se generabandescargas eléctricas al aplicarse altos voltajes sobre discos metálicos (electrodos) a un gas en suinterior. La intensidad de la luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y lanaturaleza del gas dentro del tubo.

A partir de sus experiencias Crookes determinó que:

Un poco más tarde, Joseph John Thomsom, científico inglés, estudió la naturaleza eléctrica deestos rayos, haciéndolos pasar a través de un campo eléctrico. Observó que el haz de rayos esatraído por la placa positiva. Para explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos estabanformados por pequeñas partículas con carga eléctrica negativa: LOS ELECTRONES.

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A Thomsom le fue imposible medir y calcular en forma exacta la masa y la carga del electrón. Sinembargo, fue capaz de establecer una relación entre ambas.

Relación carga/masa del electrón e/m = - 1,76·108 C/g

Entre 1908 y 1917 Robert Millikan realizó una serie de experimentos con el propósito de medirla carga unitaria del electrón. En su trabajo Millikan, analizó el movimiento de minúsculas gotasde aceite que cargadas eléctricamente con los iones del aire.

Suspendía en el aire las gotas cargadas con ayuda de un campo eléctrico y sus movimientosfueron monitoreados con un microscopio. Con este procedimiento Millikan encontró que la cargade un electrón es de -1,6022·10-19 Coulomb.

Con este dato pudo establecer su masa, de la siguiente forma:

CARGAMASA =

CARGA/MASA

-19

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-1,6022·10 CMASA=

-1,76·10 C /g= 9,10·10-28 gramos

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DESCUBRIMIENTO DE LOS PROTONES

En 1886 Eugen Goldstein, utilizando un cátodo perforado, descubre un haz visible que sedesplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES.

En sus experimentos con gases en tubos de descarga con cátodos perforados, Goldstein descubrióque además del haz de electrones, se producía una radiación de partículas positivas en direcciónopuesta, que lograban atravesar el cátodo perforado.

Investigando la desviación de las partículaspositivas con un campo magnético, encontró quela masa de ellas no era constante, vale decir,diferentes gases generaban partículas positivasde masa distinta (rayos canales). Así aquellaspartículas más livianas de los rayos canalescorrespondían al elemento de masa menor, elhidrógeno. Otro dato muy importante es que lacarga de los rayos canales era exactamente lamisma, en valor absoluto, que la de los rayoscatódicos, a pesar de la enorme diferencia de susmasas. En efecto la masa del protón es casi unas1840 veces mayor que la del electrón.

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A mediados de 1920, un científico inglés llamado Ernest Rutherford observó que la suma de lasmasas de los electrones y protones en un átomo era bastante menor a su masa total, casi lamitad del valor observado. Intentando aclarar los resultados obtenidos postuló lo siguiente:

Existe aparentemente una nueva partícula subatómica… el NEUTRÓN Esta partícula posee carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los

experimentos con tubos de descarga. Posee una masa similar a la del protón y se encuentra situada en el núcleo del átomo.

Posteriormente en 1932 James Chadwick, notable físico inglés, detectó esta partícula subatómicaen estudios de reacciones nucleares. Las características observadas coincidieron con lasmencionadas por Rutherford, así que el nombre de neutrón se mantuvo.

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MODELOS ATÓMICOS

EL MODELO DE THOMSOM, Budín de Pasas

Antes de que Joseph John Thomsom descubriera los electrones, el átomo se consideraba neutro eindivisible, a partir del descubrimiento de estas partículas cargadas se hizo necesario replantear lanaturaleza del átomo, como resultado de todo esto nació el primer modelo atómico.

Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia, Thomsom ideó un modeloatómico sencillo, de fácil interpretación pero carente de sustento físico. El modelo denominado“budín de pasas”, plantea un todo, donde los electrones se encuentran en un ambiente cargadopositivamente en un mismo espacio otorgándole neutralidad eléctrica, sin embargo, al pocotiempo, sus ideas no lograron convencer a la comunidad científica y el modelo no tuvoconsistencia.

MODELOS ATÓMICOS

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EL MODELO DE RUTHERFORD, Planetario

Ernest Rutherford (alumno de Thomsom) idea un modelo atómico más sensato, valiéndose de unexperimento muy simple y de gran precisión.

Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizo incidir un haz de partículas , de masaapreciable y carga positiva. El experimento buscaba demostrar que el átomo se componía de uncúmulo de partículas positivas (protones) confinadas en un espacio mínimo (menos del 1% delvolumen total del átomo), todo el resto del espacio era vacío y en él se movían los electrones.

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD:

Observaciones:

1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidadde que el haz de partículas (positivas) colisionara con él era baja.

2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas colisionarían y no podrían atravesar la lámina.

3. Una pantalla de sulfuro de cinc fue ubicada detrás de la lámina usada como blanco, con elfin de comprobar si efectivamente las partículas lograban atravesarla.

Resultado:

Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina.El resto prácticamente no se desvió.

Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluye que:

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Postuló además que el núcleo debe contener otra partícula, además de los protones, cuyainfluencia nuclear sólo es en la masa y por lo tanto, no posee carga. Más tarde, en 1932Chadwick, descubre los NEUTRONES.

El modelo atómico de Rutherford se denominó "modelo planetario del átomo" por susemejanza con el sistema solar.

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Errores en el modelo Planetario

El modelo no aclara qué ocurre con la atracción entre el núcleo y los electrones girando a sualrededor.

Según los físicos de la época la atracción núcleo – electrón, aceleraría a este último y loharía caer inapelablemente al núcleo.

Con los resultados obtenidos en el experimento de la lámina de oro, Rutherford efectivamentepudo despejar sus dudas respecto a la ubicación de las partículas atómicas, sin embargo, no pudojustificar físicamente el movimiento de los electrones ni sus propiedades.

EL MODELO DE BOHR, Estacionario

Cuando Niels Bohr propone su modelo atómico, predominaban dos concepciones que dividían a lafísica. Por un lado, la física clásica concebía al universo como una unión entre materia y radiacióny sobre la cual calzaban perfectamente los postulados y fórmulas de Newton.

La física de Maxwell en cambio, con su teoría electromagnética, intentaba explicar por ejemplo,que la luz era simplemente una radiación ondulatoria de campos eléctricos y magnéticos.

Esta nueva física planteaba que el mundo atómico sólo podía explicarse mediante postuladosnuevos, ya que la física clásica contradecía su teoría con los resultados obtenidos.

Según las teorías clásicas respecto al electromagnetismo, la energía de una onda sólo dependía desu amplitud. Sin embargo, aplicada la teoría a un cuerpo, a cierta temperatura, los resultados noeran concordantes.

En 1900 Max Planck intenta explicar el fenómeno y con ello da inicio a lo que se conoce como “lafísica cuántica”, según ésta, un cuerpo absorbe o emite energía en forma discontinua, vale decir,en paquetes de energía o cantidades definidas que denominó “cuantos”. Duramente criticada ensu época, hoy se asume con propiedad la veracidad de esta teoría.

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En este escenario Niels Bohr plantea su modelo atómico (hidrogenoide) argumentando lo siguiente:

La transición mediante la cual un electrón gana o pierde energía se conoce como salto energéticoo salto cuántico. La teoría de Planck le permitió a Bohr explicar el por qué algunos átomos emitenluz de color visible o radiaciones electromagnéticas específicas.

Errores en el modelo estacionario de Bohr

El modelo solo logró explicar de manera satisfactoria los átomos hidrogenoides y para aquelloscon más de un electrón sólo pudo predecir el número máximo por nivel (2n2).

El modelo planteaba que la órbita de los electrones era circular (radio fijo). Con esta presunciónfue imposible comprender los distintos estados energéticos de los electrones.

El modelo atómico de Bohr fue el último intento de modelar el átomo usando física clásica, y sulogro parcial se debió a que introdujo en él algunas condiciones propias de la física cuántica.

Disposición de los electrones según Bohr

Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n2), así que por tanto, cadanivel energético alberga un número único de electrones como máximo (principio válido hastael cuarto nivel energético).

Así entonces, para:

n = 1 2 · 12 = 2 electrones

n = 2 2 · 22 = 8 electrones

n = 3 2 · 32 = 18 electrones

n = 4 2 · 42 = 32 electrones

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EL MODELO DE SCHRÖDINGER, Mecánico-Cuántico

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Heisenberg complica aún más los postulados clásicos estableciendo uno de los dogmas másintrigantes de la física. Se da cuenta de que para una partícula analizada bajo la perspectivacuántica, el simple hecho de medir 2 de sus propiedades al mismo tiempo conlleva a errores eimprecisiones.

Según el principio, ciertas parejas de variables físicas como la posición y la cantidad demovimiento de una partícula no pueden calcularse simultáneamente con un 100% de exactitud,los resultados obtenidos rondan los valores medios y no exactos.

Ejemplificando el concepto debiéramos aclarar que si el electrón fuese esta partícula en estudio ysi siguiera las leyes clásicas de la física, las incertidumbres se reducirían a cero, así que suposición y momentum serían exactos. Lamentablemente sabemos que el electrón no responde a lafísica clásica así que la incertidumbre se mantiene hasta hoy.Ecuación de Heisenberg para la incertidumbre:

hΔ X · Δ ( m · v )

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Donde:

X = posición de la partícula

(m·v) = cantidad de movimiento (momentum)

h = constante de Planck = 6,626·10-34 J·s

En 1924 un joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tienepropiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electronesse debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de entonces loselectrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términos deprobabilidades.

En términos sencillos, la mecánica cuántica propone calcular la probabilidad matemática deencontrar al electrón (su posible órbita alrededor del núcleo), ante la imposibilidad que limita laexactitud. Cabe reconocer que todos los objetos (independiente de su tamaño), están sujetos alprincipio de incertidumbre, sin embargo para dimensiones mayores carece de interés ya que lasmagnitudes involucradas son significativamente mayores que el valor de la constante de Planck,en cambio para una partícula como el electrón, sí que es relevante.

LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER

Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, Edwin Schrödinger dedujo unaecuación fundamental, llamada “la ecuación de onda”, que logra descifrar el comportamiento deun electrón alrededor del núcleo atómico.

Si la posición no es exacta, Schrödinger plantea las posibles ubicaciones en términos deprobabilidades, así las soluciones a las ecuaciones de onda se denominan “orbitales”( 2 ). Debemos aclarar eso sí, que un “orbital” es una función matemática, no un parámetro

físico, tampoco se trata de una órbita ni una trayectoria precisa. Físicamente corresponde a lazona del espacio donde posiblemente se encuentre el electrón girando.

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Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de númeroscuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible para el átomo.

En este modelo, los electrones se ubican a cierta distancia del núcleo (nivel) y giran en regionesde alta probabilidad (orbitales). Los orbitales son ocupados por electrones llenando primero los demenor energía y luego el resto.

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TEST EVALUACIÓN MÓDULO 01

1. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

A) Protón y neutrón presentan la misma carga eléctricaB) Los rayos catódicos son un flujo de protonesC) Electrón y neutrón tienen masas similaresD) El neutrón es unas 1800 veces más liviano que un protónE) Protones y Neutrones se ubican en el núcleo del átomo

2. Señale la afirmación correcta con respecto de los aniones

A) en un campo eléctrico se dirigen al polo negativo.B) no presentan carga eléctrica ni masa.C) son partículas con carga eléctrica positiva.D) son átomos o especies químicas con un exceso de electrones.E) son partículas con masa pequeña y exceso de protones.

3. En un tubo de descarga eléctrica al electrodo negativo se le denomina

A) catión.B) anión.C) ánodo.D) cátodo.E) positrón.

4. Si un átomo cualquiera presenta 7 protones, 4 neutrones y 8 electrones, entonces es correctoafirmar que

I) se comporta como un anión.II) presenta 11 partículas nucleares.III) la masa atómica es de 15 u.m.a.

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo I y II.D) Sólo I y III.E) I, II y III.

5. “Una especie química presenta igual cantidad de protones y neutrones y entre ambaspartículas suman 12 unidades”. Considerando en enunciado anterior, es INCORRECTO afirmarque la especie

I) es eléctricamente neutra.II) presenta 6 partículas positivas.III) contiene 6 electrones.

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo I y III.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

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6. Los experimentos realizados por Rutherford le permitieron comprobar

A) los niveles de energía.B) que el núcleo tiene carga positiva.C) el principio de incertidumbre.D) la carga eléctrica del protón.E) que el átomo presenta un núcleo lleno de electrones.

7. Un orbital atómico es

A) la trayectoria fija de un electrón.B) una zona del espacio donde se detienen los protones.C) la zona del espacio más probable donde encontrar a un electrón.D) una función matemática que explica la distancia del electrón al núcleo.E) la máxima probabilidad donde situar al núcleo de un átomo.

8. De acuerdo con el modelo de Bohr si un electrón se aleja del núcleo ocurriría

A) absorción de energía.B) transmutación.C) emisión de energía.D) fisión nuclear.E) aniquilación.

9. De acuerdo con el modelo “de estado estacionario” en el segundo nivel de energía inmediato alnúcleo hay capacidad para

A) 2 electrones.B) 4 electrones.C) 8 electrones.D) 10 electrones.E) 18 electrones.

10.El principio de incertidumbre se refiere a que

A) la física clásica y la cuántica no son aplicables al mismo tiempo.B) la física clásica sirve para investigar partículas subatómicas.C) la física cuántica describe perfectamente las variables y propiedades del electrón.D) los últimos modelos atómicos no están corroborados aún.E) para un electrón su posición y cantidad de movimiento está sujeta a errores cuando se

determinan simultáneamente.

DMDO-QC01

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