Download TEMA 4 EL ÁTOMO

Física y Química 1 º de Bachillerato
1
UNIDAD 4. El ÁTOMO. ESTRUCTURA ATÓMICA.
1. LA MATERIA POR DENTRO
En la teoría atómica y molecular de Dalton los átomos se suponían indivisibles, sin
embargo una serie de descubrimientos realizados a finales del s. XIX y durante el s. XX,
indican que los átomos están formados fundamentalmente por tres tipos de partículas
electrones, protones y neutrones, llamadas partículas subatómicas.
2. EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
La existencia del electrón, así como la medida de su carga y de su masa, se verificó a
través de tres fenómenos fundamentales:
a) La electrolisis.
b) Las descargas eléctricas en un tubo de gas enrarecido ( a presiones muy bajas).
c) La radiactividad natural.
a) Las primeras investigaciones sobre electrolisis se deben a Faraday (1791-1860).
Faraday, observó que al introducir en las disoluciones de los ácidos, los hidróxidos y
las sales dos electrodos conectados a una batería, conducen la corriente eléctrica,
produciéndose reacciones en los electrodos. Al electrodo negativo lo llamó cátodo y al
positivo ánodo.
Las leyes de la electrolisis, que se estudiaran posteriormente, se explican admitiendo
que cada átomo argado, o sea, cada ion, se combina en el electrodo con tantos granos de
electricidad como indica su valencia. Esto sugiere que la electricidad, lo mismo que la materia
debe tener una naturaleza granular o discontínua, formada también de corpúsculos muy
pequeños.
b) Los tubos de descarga son tubos de vidrio con dos electrodos y en los que se ha
hecho un buen vacío. Los gases son malos conductores de la electricidad a presión
atmosférica normal. Cuando se aplica un alto voltaje a los electrodos de un tubo de descarga
que contiene un gas a baja presión ( unos 10-4 mmHg) aparece una mancha fluorescente en la
pared opuesta al cátodo o polo negativo del tubo de vidrio que encierra el gas. Ese brillo se
atribuyó a una especie de “rayos” que salen del cátodo y se dirigen hacia el ánodo y que se
lesllamó rayos catódicos.
El átomo.
Estructura atómica/
1
Física y Química 1 º de Bachillerato
2
Si en la trayectoria de los rayos se coloca un molinete ligero, las aspas de éste
empiezan a girar , lo que permite pensar que se trata de partículas materiales animadas de
energía cinética.
En 1897 J. J. Thomsom confirmó que los rayos catódicos son partículas con carga
negativa a las que se les llamó electrones y encontró la relación que existe entre su carga y su
masa (e /m). Posteriormente Míllikan determinó la carga del electrón.
me = 9,1·10-31 Kg
q e = 1,6·10-19 C (Coulombs)
En 1886 Goldstein perforó el cátodo del tubo de descarga y observó que tras él
aparecía un haz luminoso formado por partículas con carga positiva en las que la relación
carga masa e /m disminuía a medida que aumentaba la masa atómica del gas. La menor
partícula que se aisló fué la del ión H + y se pensó que esta era la partícula más ligera con
carga positiva que se encuentra en un átomo, E. Rutherford llamó a esta partícula protón.
c) La radiactividad natural fue descubierta accidentalmente por Becquerel en 1896, al
observar que un mineral deuranio emitía una radiación capaza de impresionar una placa
fotográfica.
Fue estudiada, entre otros, por el matrimonio Curie. Se observó que las sustancias
radiactivas emiten de manera espontánea “radiaciones”, que al ser sometidas a la acción de
un campo eléctrico se escinden en tres partes:
El átomo.
Estructura atómica/
2
Física y Química 1 º de Bachillerato
3
. Radiación ( : Son partículas con carga positiva, su carga era doble que la del
electrón y su masa unas cuatro veces la del protón. Rutherford descubrió que eran núcleos de
átomos de helio.
. Radiación ( : Son partículas con carga negativa. En realidad son electrones en
movimiento.
. Radiación ( : No son partículas, son ondas electromagnéticas, de la misma
naturaleza que la luz, pero con mayor capacidad de penetrar la materia.
3. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS
a) Modelo atómico de Thomson:
Thomson imaginó el átomo como una esfera uniforme de electricidad positiva en la
cual se insertan los electrones. Algo parecido a un pastel de pasas, en donde las pasas son los
electrones.

 


Este modelo explica por qué los átomos son neutros, por qué es posible extraer
fácilmente partículas con carga negativa y no con carga positiva y por qué los electrones son
muchísimo más pequeños que el átomo más pequeño que existe, el de hidrógeno.
El átomo.
Estructura atómica/
3
Física y Química 1 º de Bachillerato
4
b) Modelo atómico de Rutherford:
En 1911 Ernest Rutherford concibió un experimento que consistía en bombardear
con partículas  una delgadísima lámina de oro de 0,00004 cm de espesor ( la lámina tenía
unos 1000 átomos de oro de espesor ) y registrar la desviación que sufrían las partículas,
observando con un microscopio el destello que producían sobre una pantalla de sulfuro de
cinc.
Observó que la mayor parte de las partículas emitidas atraviesan la lámina sin
desviarse, que sólo unas pocas sufren grandes desviaciones y alguna partícula retrocede.
Interpretó estos hechos suponiendo que en el átomo existe un núcleo en donde se
concentra toda la carga positiva y casi toda la masa, y que los electrones se encuentran
girando alrededor del núcleo en una zona denominada envoltura o corteza electrónica.
Calculó que el radio del núcleo es del orden de 10-15m y el radio del átomo del orden de 1010
m es decir si ampliásemos núcleo hasta que su diámetro fuese el de una pelota de 10 cm, el
electrón estaría girando a unos 10 km de distancia, por lo que el átomo está casi todo vacío.
Como la masa total de los protones y electrones no es la masa total del átomo,
Rutherford supuso que existía otra partícula en el núcleo, ésta fue descubierta en 1932 por
Chadwick, el neutrón. El neutrón no tiene carga eléctrica y su masa es prácticamente igual a
la del protón.
Como veremos después, este modelo no explica los espectros atómicos, y ni siquiera
puede justificar la estabilidad de los átomos, pues de acuerdo con la física clásica cualquier
partícula cargada en movimiento acelerado emite constantemente energía y por tanto los
electrones caería en espiral hacia el núcle8o. El modelo atómico propuesto por Rutherford es
el de un átomo inestable.
El átomo.
Estructura atómica/
4
Física y Química 1 º de Bachillerato
5
4. NÚMERO ATÓMICO (Z) Y NÚMERO MÁSICO (A). SÍMBOLO DE UN ÁTOMO.
Las principales partículas subatómicas son:
Partícula
Electrón
Protón
Neutrón
Símbolo
0
1 e
Carga
-1
Masa (Kg)
9,109·10-31
Masa (u)
0,00055
1
1
1
0
+1
1,673·10-27
1,00727
0
-27
1,00866
p
n
1,675·10
Número atómico Z, es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo, que es
igual al de electrones de la corteza si se trata de un átomo neutro.
Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número atómico.
Número másico A, es la suma de protones y neutrones que forman el núcleo.
A = Z + N , el número de neutrones del núcleo es N = A - Z
cualquier átomo X se representa mediante la notación
A
Z
X
.
5. ISÓTOPOS
Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número de protones y distinto
número de neutrones, o lo que es lo mismo, presentan el mismo número atómico y distinto
número másico.
Ejercicio1
39
40
K 19
K 1941K .
El potasio está formado por tres isótopos : 19
a) Indica el número atómico y número másico de cada uno.
b) ¿Cuántos protones y neutrones hay en el núcleo? ¿ Cuántos electrones hay en la
corteza?
Como los elementos químicos están formados por una mezcla de isótopos cuya con distintas
abundancias relativas, entonces la masa atómica de un elemento se calcula haciendo la media
ponderada de las masas atómicas de los isótopos.
Ejercicio 2
Una caja contiene 100 naranjas, 6o de ellas tienen una masa de 200 g cada una,
otras 25 tienen una masa de 180 g cada una y el resto tienen una masa de 190g cada una. ¿
Cuál es la masa promedio de una naranja?
Ejercicio 3
En el cobre existen dos isótopos , el 2963Cu con una abundancia de 69,09 % y el
65
29 Cu con una abundancia del 30,91 %. Calculad la masa atómica promedio del cobre.
El átomo.
Estructura atómica/
5
Física y Química 1 º de Bachillerato
6
6. IONES
Son átomos que han perdido o han ganado electrones, quedando con carga positiva o
negativa.
Si un átomo pierde uno o más electrones se convierte en un ion con carga positiva
llamado
catión.
X – n eX n+
Fe - 3eFe 3+
Si un átomo gana uno o más electrones se convierte en un ion con carga negativa
llamado anión.
X + n e-
X n-
S + 2e-
S 2-
Ejercicio 4
Calcula el número de protones, electrones y neutrones de los siguientes iones:
27
13
Al 3 ;
79
34
Se 2 
7. CARACTERÍSTICAS DE LAS ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS:
James C. Maxwell en la década de 1860 propuso la teoría clásica del
electromagnetismo. Según esta teoría la luz es una onda electromagnética, que está formada
por campos eléctricos y magnéticos vibratorios que se regeneran mutuamente y no se requiere
medio alguno para su propagación. Las características de las ondas se resumen en la figura
siguiente
Amplitud A: Desplazamiento máximo respecto a la posición de equilibrio. (m)
Longitud de onda : Distancia entre dos puntos consecutivos que están en el mismo
estado de vibración. (m)
Periodo T: Tiempo en efectuar una vibración completa. (s)
Velocidad v: Velocidad con la que se propaga la onda, en el caso de una onda
electromagnética, la velocidad de propagación es c = 3·10 8 m/s.
Frecuencia  : número de oscilaciones por segundo se mide en Herzios (Hz)
Las relaciones entre estas magnitudes son:
T
1

;  
c

El átomo.
Estructura atómica/
6
Física y Química 1 º de Bachillerato
7
El espectro electromagnético está formado por el conjunto de todas las ondas
ordenadas por su frecuencia:
8. ESPECTROS ATÓMICOS
Cuando un elemento en estado gaseoso, contenido en un tubo de descarga es excitado
mediante una descarga eléctrica, la luz emitida por el gas , al dispersarse en un prisma óptico,
produce un espectro de emisión que sólo contiene un número limitado de líneas de colores
característicos, rayas espectrales. Se trata de un espectro discontinuo de rayas.
Cada elemento tiene un espectro discontinuo de emisión característico.
Para cada raya se conoce la longitud de onda de la radiación emitida y por tanto se
puede calcular la energía asociada aplicando la hipótesis cuántica de Planck, según ésta , al
igual que la materia esta formada por partículas elementales, la energía se emite en forma de
“paquetes” elementales , a los que denominamos cuantos de energía o fotones, cuya energía
es.
E = h · c /
en donde E es la energía en Julios (J),  es la frecuencia de la radiación y h es la constante
de Planck h = 6,63·10-34 J · s. La relación entre la frecuencia  y la longitud de onda  es
c / en donde c es la velocidad de la luz en el vacío 3·10 8 m /s.
Ejercicio: Calcula la frecuencia y la energía de una radiación electromagnética cuya
longitud de onda es de 380 nm. c = 3·10 8 m/s ; h = 6,63·10-34 J · s
El átomo.
Estructura atómica/
7
Física y Química 1 º de Bachillerato
8
9. MODELO ATÓMICO DE BOHR
En 1913 Niels Bohr basándose en la teoría de Planck propuso un modelo que se basa
en tres postulados, que nos permite explicar la estabilidad del átomo de hidrógeno e
interpretar su espectro.
Los postulados de Bohr son:
1. Los electrones se mueven en torno al núcleo en ciertas capas u orbitas circulares,
llamadas niveles energéticos principales o niveles cuánticos principales. En estas órbitas el
electrón puede girar sin emitir energía radiante, se dice que estos estados de energía son
estacionarios.
2. A cada nivel energético principal le corresponde un número natural n = 1,2,3,4,...
llamado número cuántico principal.
3. Cuando el electrón pasa de un nivel de energía a otro más cercano al núcleo, emite
energía, el valor de ésta es:
E final - E inicial = h
Cada raya del espectro corresponde a la energía emitida por el electrón al pasar desde
un nivel de mayor energía a otro de menor energía.
La teoría de Bohr permite predecir las longitudes de onda, encontradas
experimentalmente, para el espectro de emisión del átomo de hidrógeno, sin embargo no
resulta válida para explicar los átomos con más de un electrón.
10. MODELO ATÓMICO DE ORBITALES
El modelo de Bohr era insuficiente para explicar átomos diferentes del hidrógeno y
quedó superado al elaborarse en 1924 una nueva rama de la Física conocida como Mecánica
Cuántica que permite el estudio de sistemas atómicos y moleculares.
W. Heisenberg y E. Schrödinger , desarrollaron esta teoría basada en dos postulados
fundamentales:
1. Dualidad onda-corpúsculo. Louis de Broglie propuso que cualquier partícula en
movimiento lleva asociada una onda de materia, cualquier partícula material posee un doble
carácter corpuscular y ondulatorio, es decir los electrones pueden comportarse como
partículas y como ondas.
2. Principio de incertidumbre de Heisenberg, nos dice que no es posible conocer con
exactitud simultáneamente la posición de un electrón y su energía. Según este principio no
existen órbitas definidas para los electrones, y únicamente podemos hablar de probabilidad de
encontrar el electrón en una zona determinada del espacio.
En lugar de las órbitas perfectamente definidas del modelo de Bohr, ahora se habla de
orbitales atómicos. Un orbital es una región del espacio que rodea al núcleo atómico en la
que es muy grande la probabilidad de hallar al electrón con cierto valor de energía.
El átomo.
Estructura atómica/
8
Física y Química 1 º de Bachillerato
9
11. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS. CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
Cada orbital viene definido por tres números cuánticos : n, l y ml .
El número cuántico principal n nos indica el nivel de energía del átomo (la capa)
donde se sitúa el electrón.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
ó
K, L, M, N, O, P Q
Dentro de los niveles principales de energía existen unos subniveles, (esto se
comprueba al emplear espectroscopios de mayor poder de resolución, las rayas del espectro
no son simples, sino que están formadas por varias rayas muy juntas), cada subnivel lleva
asociada una letra, s, p, d, f y viene definido por el número cuántico secundario o azimutal l.
El valor que puede tomar l es desde 0 hasta n-1: l = 0,1,2,3...(n-1)
El número cuántico magnético ml nos indica la orientación del orbital en el espacio y
puede tomar valores desde +l hasta –l, pasando por cero: ml = -l....0......+l
Cada subnivel admite un número máximo de electrones:
s
2e-
p
6e-
d
10e-
d
f
14e-
f
s

l = 0 ml = 0
  
l = 1 ml = -1,0,+1
p
    
l =2
ml = -2,-1,0.+1,+2
      l =3 ml = -3,-2,-1,0,1,2,3
El número cuántico de spín nos indica el sentido de giro del electrón alrededor de sí
mismo
y toma los valores + 1/2 y – 1/2.
Para cada nivel principal hay distintos subniveles:
n = 1 ........... s
l=0
n = 2 ........... s, p
l=0 y1
n = 3 ........... s, p, d
l = 0, 1 y 2
n = 4 ........... s, p, d, f
l = 0, 1, 2 y 3
Los electrones se sitúan en el átomo ocupando en primer lugar los niveles de menor
energía, el orden en el que se llenan los niveles y subniveles se puede recordar fácilmente con
el siguiente diagrama:
El átomo.
Estructura atómica/
9
Física y Química 1 º de Bachillerato
1s2
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
Ejercicio 5
es:
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
7p6
10
3d10
4d10 4f14
5d10 5f14
6d10
Escribe la configuración electrónica de los elementos cuyo número atómico
Z = 4 ; Z = 2 ; Z = 11 ; Z = 20 ; Z = 35 ; Z = 18 ; Z = 47
a) ¿ Qué elementos son ?
b) ¿ Cuántas capas tiene cada uno?
c) ¿Cuántos electrones en la última capa?
d) Indica su posición en la Tabla Periódica.
Ejercicio 6 Escribe la configuración electrónica de los siguientes iones:
Se 2- (Z =34) ; Al 3+ (Z =13) ; Sn 4+ (Z =50)
Ejercicio 7 Escribir las configuraciones electrónicas de los átomos:
Fe ; Sr ; Cu ; Zn
Ejercicio 8 Indica el valor de los números cuánticos n, l y ml para un electrón situado en
un orbital:
a) 1s
b) 3s c) 4p
Ejercicio 9
Indicar si es posible o no que existan en un átomo electrones con los siguientes
números cuánticos, y en caso de que existan decir en qué orbital están
(3, 1, -1, ½) (2,2,0 ½) (2,0,0, -1/2) (1,2, -1,1/2)
El átomo.
Estructura atómica/
10
Física y Química 1 º de Bachillerato
11
El átomo.
Estructura atómica/
11