Tema 4: Estructura atómica

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TEMA 4: ESTRUCTURA ATÓMICA FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO

TEMA 4: ESTRUCTURA ATÓMICA

1. EL ÁTOMO

• Toda la materia está formada por átomos.

• Las sustancias formadas por un sólo tipo de átomo son los elementos. Por

tanto, un elemento está formado por un sólo tipo de átomos.

• El átomo se puede definir como la partícula más pequeña de un elemento

que muestra las propiedades de este elemento.

• Aunque cuando se describió el átomo (el primer modelo lo estableció Dalton)

se le consideró indivisible, ya desde finales del siglo XIX (cuando se

descubrió que existían partículas con carga eléctrica negativa) se vio que no

era así. El átomo está formado por partículas más pequeñas que él,

nombradas partículas subatómicas.

1.1. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS En 1897 Thomson realizó experiencias en tubos

de descarga encontrando que en los átomos

existe una partícula con carga eléctrica negativa,

a la que denominó electrón.

El electrón tiene una carga de -1,6.10-19

culombios y una masa de 9,11.10-31 Kg.

Posteriormente, Rutherford descubrió que en los átomos también existen

partículas con carga eléctrica positiva, a la que denominó protón.

El protón tiene una carga de +1,6.10-19 culombios y una masa de 1,67.10-27 Kg.

Finalmente, Chadwick descubrió que en los átomos había una tercera partícula

que no tiene carga eléctrica, a la que denominó neutrón.

El neutrón no tiene carga eléctrica y tiene una masa de 1,67.10-27 Kg.

Puesto que las masas de las partículas subatómicas son muy pequeñas se

utiliza como unidad de masa la u.m.a. (unidad de masa atómica), de forma que:

1 u.m.a. = 1,67.10-27 Kg

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Todos los átomos de todos los elementos

están formados por estas partículas

subatómicas: protones, neutrones y

electrones. Lo que varía entre los átomos es

el número de cada una de ellas. Por tanto, el

diferente número de partículas presentes en

los átomos es el responsable de las

características diferentes de cada elemento.

1.2. MODELOS ATÓMICOS A lo largo de la historia se han ido desarrollando diferentes modelos para

explicar cómo eran los átomos. Para ello los científicos realizaron diferentes

experiencias que explican la formación de los átomos.

A continuación, vamos a ver los modelos atómicos que se han ido desarrollando

y cómo fueron modificados.

1.2.1. Modelo de Thomson Thomson supuso que los átomos eran una gran masa de carga positiva, y que

los electrones se encontraban incrustados en ella, de forma que la carga positiva

y negativa se compensa haciendo que el átomo sea neutro.

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Más tarde, para comprobar si el modelo de Thomson era cierto, se realizó una

experiencia, en la que se hacían chocar partículas alfa (cargadas positivamente)

contra una lámina de oro, observando que:

• La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin

desviarse.

• Una pequeña parte de las partículas alfa atravesaba la lámina, pero

sufrían una pequeña desviación.

• Unas pocas de partículas alfa rebotaban con la lámina de oro.

1.2.2. Modelo de Rutherford El resultado de la experiencia de la lámina

de oro, estaba en contradicción con el

modelo de Thomson.

Para explicar los resultados de la

experiencia, Rutherford consideró que toda

la carga positiva del átomo tenía que estar

concentrada en una parte pequeña del

átomo, por eso cuando las partículas alfa

chochan contra ese punto, la repulsión entre

las cargas del mismo signo hacía que

salieran rebotadas.

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Por tanto, Rutherford estableció el siguiente modelo atómico:

“El átomo está formado por un núcleo muy pequeño en el que se encuentra toda

la carga positiva y casi toda la masa, y una corteza donde se encuentran girando

los electrones alrededor del núcleo en órbitas circulares”.

Con el modelo de Rutherford quedaba totalmente explicada la experiencia de la

lámina de oro.

1.2.3. Modelo de Bohr Posteriormente, Bohr realizó una serie de estudios que le condujo a establecer

que los electrones que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, lo hacen

sólo en determinadas órbitas llamadas capas o niveles de energía.

A medida que se van llenando los niveles de energía, los electrones se van

situando en niveles superiores.

Las primeras capas o niveles de energía son:

• Capa 1: se llena con 2 electrones.




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1.2.4. Modelo actual Actualmente el modelo de átomo fue establecido por Schrödinger y establece

que los electrones se sitúan, no en capas como establecía el modelo de Bohr,

sino en orbitales. Los orbitales son regiones del espacio en la que existe la

máxima probabilidad de encontrar al electrón.

Por tanto, el átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los

protones y los neutrones y por orbitales donde se encuentran los electrones

girando en torno al núcleo.

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ZAX

2. ELEMENTOS Los elementos son sustancias formadas por un solo tipo de átomos.

Los elementos químicos que hoy conocemos se fueron descubriendo poco a poco a

lo largo de la historia. Hasta el año 1700, sólo se conocían 12 elementos, y en 1830

se habían identificado 55. La mayoría se descubrieron durante el siglo XIX y la lista

se completó a lo largo del siglo XX, y en 2011 están identificados 118 elementos

(del 113 al 118 no han sido confirmados por la IUPAC), de los cuales 26 son

sintéticos.

2.1. ÁTOMOS DE UN ELEMENTO

Los átomos de un elemento químico se representan con un símbolo y dos

números:

X: es la inicial del nombre latino del elemento.

A: es el número másico

Z: es el número atómico

El número atómico Z nos indica el número de protones que tiene el átomo. En

un átomo neutro, el número de protones coincide con el número de electrones.

Por tanto, Z también representa el número de electrones del átomo neutro.

El número másico A nos indica el número de protones más el número de

neutrones que tiene el átomo.

EJERCICIOS DEL LIBRO:

Página 79: 4, 5, 6, 7; Página 82: 10; Página 92: 32, 33, 34, 35.

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Por tanto, a partir del número atómico y del número másico podemos saber

cuántos protones, electrones y neutrones tiene un átomo.

Nº PROTONES = Z

Nº ELECTRONES = Z

Nº NEUTRONES = A – Z

Por Ejemplo:

ELEMENTO NOMBRE A Z Nº PROTONES Nº ELECTRONES Nº NEUTRONES

1735Cl Cloro 35 17 17 17 35-17 = 18

1123Na Sodio 23 11 11 11 23-11 = 12

919F Flúor 19 9 9 9 19-9 = 10

2.2. IONES DE UN ELEMENTO

Los iones son átomos con carga, debido a que han perdido o han ganado electrones

para formar compuestos.

Hay dos tipos de iones:

Ø Ión positivo o catión: es aquel átomo que ha perdido electrones, adquiriendo

carga positiva. Se representan: ZAXn+

Por ejemplo: 2040Ca2+ protones=20; electrones= 20-2 =18; neutrones=40-20= 20

Ø Ión negativo o anión: es aquel átomo que ha ganado electrones, adquiriendo

carga negativa. Se representan: ZAXn-. Por ejemplo: 919F1- protones=9; electrones=9+1=10; neutrones=19-9=10


Página 84: 12; Página 92-‐93: 36, 37, 38, 39, 40, 41.

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2.3. ISÓTOPOS DE UN ELEMENTO

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número de protones y

de electrones, pero diferente número de neutrones. Por tanto, tienen igual número

atómico pero distinto número másico.

Pondremos como ejemplo el carbono (abreviado C). El número atómico del carbono es

6 (Z = 6, 6C), pero en la naturaleza encontramos dos isótopos del carbono:

El carbono 12 (612C) tiene 6 neutrones (¡recordad! A - Z =12-

6=6 neutrones).

El carbono 14 (614C) tiene 8 neutrones (¡recordad! A - Z =14-

6=8 neutrones).

El hidrógeno (1H, un sólo protón, Z = 1) tiene tres isótopos, cada uno con su propio

nombre:

Hidrógeno (A = 1, 11H), no tiene ningún neutrón A - Z = 0

Deuterio (A = 2, 12H), tiene un solo neutrón A - Z = 1

Tritio (A = 3, 13H), tiene dos neutrones A - Z = 2


Página 86: 13 ; Página 93: 43.

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Los átomos tienen diferentes isótopos que se presentan en la naturaleza en diferentes

proporciones.

La masa atómica de cada elemento químico, se calcula teniendo en cuenta la masa de

cada isótopo y su abundancia (%) en la naturaleza.

Así, por ejemplo: el cloro tiene dos isótopos y sus abundancias son:

1735Cl abundancia 24%

1737Cl abundancia 76%

Masa atómica del Cl = 35 . 0,24 + 37 . 0,76 = 35,48 uma

Los organismos vivos mantienen una proporción constante del isótopo 14C en sus

tejidos. Cuando el organismo muere, la cantidad de ese isótopo va disminuyendo

lentamente (se reduce a la mitad en 5730 años) porque este isótopo es radiactivo y se

desintegra progresivamente. Por tanto, se puede medir la proporción de 14C de un

resto orgánico (madera, huesos, tejidos momificados, etc.) y conocer cuánto tiempo

hace que murió y por tanto qué antigüedad tiene.


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2.4. MOL DE ÁTOMOS

Trabajar con uma está bien para el mundo atómico (microscópico), pero para el mundo

que estamos acostumbrados a ver (macroscópico), la uma se queda pequeña. Muy

pequeña. Tenemos que relacionar la uma con los gramos. Para hacer esto

necesitamos el mol.

Así, por ejemplo, la masa atómica del oxígeno es de 16 uma. Un mol de oxígeno será

el número de átomos que hay en 16 gramos de oxígeno.

En 1811, Amadeo Avogadro enunció: en un mol de cualquier sustancia siempre hay

6,022.1023 partículas. A éste número lo llamó Número de Avogadro.

Por lo tanto en 1 mol de oxígeno hay 6,022.1023 átomos de oxígeno.

En 1 mol de carbono hay 6,022.1023 átomos de carbono.

En resumen:

Un mol es la cantidad de átomos de un elemento que pesa, en gramos, lo mismo que un sólo átomo de este elemento en uma.

1 mol de cualquier elemento -‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐ A (nº másico) gramos de ese elemento

1 mol de cualquier elemento -‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐ 6,022.1023 átomos de ese elemento

A (nº másico) gramos de cualquier elemento -‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐ 6,022.1023 átomos de ese elemento

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Ejemplo 1: Tenemos 75 gramos de sodio, calcula:

a) Los moles de sodio.

Según la tabla periódica, la masa de sodio es 23 uma.

Por tanto, 23 gramos ------------ 1 mol ----------- 6,022.1023 átomos

75 gramos.! !"#

!" !"#$%& = 3,26 moles

b) El número de átomos que contiene.

75 gramos. !,!"".!"!" á!"#"$

!" !"#$%& = 1,96.1024 átomos

Ejemplo 2: Calcula para 1,3.1023 átomos de cobre:

a) Los moles de cobre

Según la tabla periódica, la masa de cobre es 63,5 uma Por tanto, 63,5 gramos ------------ 1 mol ----------- 6,022.1023 átomos

1,3.1023 átomos. ! !"#!,!"".!"!" á!"#"$

= 0,216 moles

b) Los gramos de cobre

1,3.1023 átomos. !",! !"#$%&!,!"".!"!" á!"#"$

= 13,7 gramos

EJERCICIOS Relación 4.1

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3. LA TABLA PERIÓDICA

3.1. UN POCO DE HISTORIA

Cuando empezó a aumentar el número de elementos químicos conocidos, uno de los

retos de los químicos fue clasificarlos agrupando aquellos que tienen propiedades

comunes:

§ En 1870, Mendeleiev publicó la

primera tabla de los elementos

químicos. Los ordenó por su

masa atómica y los agrupó por

sus propiedades. La llamó tabla

periódica de los elementos

porque las propiedades de los

elementos se repetían cada

cierto número de ellos. Lo más

importante es que predijo la existencia de nuevos elementos químicos no

conocidos para que se situarán en los huecos que dejó en la tabla.

§ Meyer ordenó los elementos atendiendo a los volúmenes atómicos. Su tabla

resultó muy parecida a la de Mendeleiev.

§ La tabla periódica actual, utiliza como criterio de ordenación el número atómico.

Así, los elementos de una misma columna presentan propiedades semejantes.

La tabla periódica consta de 118 elementos ordenados en siete filas y 18

columnas. Las columnas se llaman grupos porque contienen aquellos grupos

de elementos que presentaban propiedades similares. Las filas se llaman

periodos porque las propiedades de los elementos de una fila van variando de

forma periódica: se repiten en el mismo orden en la fila siguiente.

3.2. PROPIEDADES METÁLICAS DE LOS ELEMENTOS

Ø Metales:

• Los metales son buenos conductores, tanto del calor como de la

electricidad.

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• Suelen ser sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es

líquido), debido a que presentan puntos de fusión y ebullición altos

(necesitan altas temperaturas para fundirse) y altas densidades.

• Suelen ser materiales que se pueden trabajar fácilmente, dúctiles. Por

eso se les utiliza en la fabricación de herramientas (hierro, cobre).

• Suelen presentar brillo metálico (brillan como el papel de aluminio).

• Además se pueden hacer láminas extremadamente delgadas o hilos que

se pueden estirar mucho. A esta propiedad se la llama maleabilidad. El

oro y la plata son los metales más maleables.

Ø No metales:

• Son malos conductores del calor y la electricidad.

• Debido a sus puntos de fusión y ebullición bajos y a sus bajas

densidades, suelen presentarse en forma de líquido o gas aunque hay

excepciones como el carbono, el yodo o el azufre que son sólidos.

• La mayoría de los sólidos son blandos.

Ø Gases nobles:

• Se encuentran en la naturaleza como átomos aislados.

• Son gases a temperatura ambiente.

• Son muy estables, no forman compuestos, no forman iones.

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4. RADIACTIVIDAD

La radiactividad es la pérdida o ganancia de algunas partículas que experimentan algunos

núcleos atómicos que les lleva a emitir radiación.

La radiación emitida puede ser:

• Partículas alfa: Partículas positivas, formadas por dos protones y dos neutrones, es

decir, un núcleo de helio.

• Partículas beta: Partículas negativas, electrones.

• Rayos gamma: Energía emitida en forma de onda.

4.1. FISIÓN NUCLEAR

La energía nuclear de fisión (fisión quiere decir cortar, atravesar) es la energía que se

libera cuando un núcleo se rompe. Hay ciertos isótopos de elementos con muchos

protones que son inestables y tienden a romperse espontáneamente en otros núcleos

(formando otros elementos). En este proceso de ruptura se desprende radiación y energía.

Los elementos que se rompen espontáneamente son los elementos radioactivos (como

el uranio o el radio).

Las radiaciones desprendidas por los elementos radioactivos son peligrosas para la

salud ya que alteran las cédulas de nuestro cuerpo y causan cáncer a quienes han estado

fuertemente expuestos.

La energía atómica de fisión es la que los humanos hemos aprendido a usar. La

empleamos para generar energía a los ciudadanos (en las centrales nucleares), para

diagnosticar o tratar ciertas enfermedades, pero también, desafortunadamente, para

fabricar bombas nucleares que matan a miles de personas. Hasta en sus aplicaciones no

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bélicas, como las centrales nucleares, tiene su lado peligroso: los residuos tóxicos

(también radioactivos) y los accidentes (como el de Chernóbil de 1984).

4.2. FUSIÓN NUCLEAR

La energía de fusión (que significa unirse) es la que se desprende cuando se unen dos

núcleos de determinados elementos para formar un núcleo más grande.

Esta es la energía que mantiene encendido nuestro Sol y la responsable de la formación

de los diferentes elementos, y por tanto, de todo lo que vemos.

Para efectuar las reacciones de fusión nuclear, se deben cumplir los siguientes requisitos:

• Temperatura muy elevada para separar los electrones del núcleo y que éste se aproxime a otro venciendo las fuerzas de repulsión electrostáticas. La masa gaseosa compuesta por electrones libres y átomos altamente ionizados se denomina PLASMA.

• Confinamiento necesario para mantener el plasma a elevada temperatura durante un tiempo mínimo.

• Densidad del plasma suficiente para que los núcleos estén cerca unos de otros y puedan lugar a reacciones de fusión. Los confinamientos convencionales, como las paredes de una vasija, no son factibles debido a las altas temperaturas del plasma. Por este motivo, se encuentran en desarrollo dos métodos de confinamiento:

• Fusión nuclear por confinamiento inercial (FCI): Consiste en crear un medio tan denso que las partículas no tengan casi ninguna posibilidad de escapar sin chocar entre sí. Una pequeña esfera compuesta por deuterio y tritio es impactada por un haz de láser, provocándose su implosión. Así, se hace cientos de veces más densa y explosiona bajo los efectos de la reacción de fusión nuclear.

• Fusión nuclear por confinamiento magnético (FCM): Las partículas eléctricamente cargadas del plasma son atrapadas en un espacio reducido por la acción de un campo magnético. El dispositivo más desarrollado tiene forma toroidal y se denomina TOKAMAK.

Es bien sabido que las tres cuartas parte del Planeta están cubiertas por agua, cuyas moléculas están formadas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

El Deuterio es un isótopo estable del hidrógeno formado por un protón y un neutrón. Su abundancia en el agua es de un átomo por cada 6.500 átomos de Hidrógeno, lo que significa que con el contenido de deuterio existente en el agua del mar (34 gramos por metro cúbico) es posible obtener una energía inagotable mediante la fusión nuclear, y cuyo contenido energético es tal que con la cantidad de deuterio existente en cada litro de agua de mar, la energía obtenida por la fusión nuclear de estos átomos de deuterio

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equivale a 250 litros de petróleo.

•

El otro elemento empleado en la fusión nuclear es el Tritio, es el isótopo inestable o radiactivo del átomo de hidrógeno. Está compuesto por un protón y dos neutrones y se desintegra por emisión beta con relativa rapidez, y aunque es escaso en la naturaleza, puede ser generado por reacciones de captura neutrónica con los isótopos del Litio, material abundante en la corteza terrestre y en el agua del mar.

El ITER (International Thermonuclear Experimental Reactor, en español Reactor Termonuclear Experimental Internacional) es un proyecto de gran complejidad ideado, en 1986, para demostrar la factibilidad científica y tecnológica de la fusión nuclear. El ITER se construirá en Cadarache (Francia) y costará 10.300 millones de euros, convirtiéndolo en el tercer proyecto más caro de la historia. Su objetivo es probar todos los elementos necesarios para la construcción y funcionamiento de un reactor de fusión nuclear. Los actuales socios del consorcio son: Unión Europea (UE), Rusia (en reemplazo de la Unión Soviética), Estados Unidos (entre 1999-2003), Corea del sur, China (desde febrero de 2003), India y Japón.1 Entre 1992-2004 participó Canadá.

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