GUIA 2. Estructura Atomica - Quimica 10 - 2020 PDF

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Unidad sobre estructura atómica, desarrollo de modelos desde el punto de vista histórico. ...

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INSTITUTO PROMOCIÓN SOCIAL DEL NORTE DE BUCARAMANGA ÁREA: Ciencias - QUIMICA

GRADO: 10

PERIODO: Primero

ESTUDIANTE:

GUIA 2. LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA

PROFESOR: Martin Mendieta

ESTANDAR: Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su capacidad de cambio químico. Identifico aplicaciones de diferentes modelos biológicos, químicos y físicos en procesos industriales y en el desarrollo tecnológico; analizo críticamente las implicaciones de sus usos. REFERENTE CONCEPTUAL/TEMA: HACIA UN MODELO DEL ATOMO, PARTICULAS FUNDAMENTALES Y MODELO ATOMICO ACTUAL, ION ELECRONICA.

GUIA 2. LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA OBJETIVOS: • • • • •

Interpreta y representa correctamente cada uno de los modelos que explican la estructura del átomo. Diferencia las características de las partículas subatómicas. Explica la organización y clasificación de los elementos en la tabla periódica. Verifica experimentalmente propiedades químicas y físicas de los elementos. Identifica los beneficios de la utilización de los elementos químicos en la industria, la medicina y la vida diaria.

2.1. HACIA UN MODELO DEL ÁTOMO El desarrollo de la teoría atómica es un caso típico de la evolución de las ideas. La estructura atómica actual no surgió espontáneamente o producto de la idea de un físico o químico, es el resultado del trabajo de filósofos, alquimistas y científicos a través de la historia de la humanidad. Un modelo del átomo por tanto es artificial y temporal que proporciona una explicación razonable de las propiedades de la materia, el cambio químico y la interacción de la materia con la energía. Pero este modelo, es lo más seguro que las siguientes generaciones lo descalificaran para adoptar uno mejor. Por eso es importante conocer los diferentes modelos y analizarlos críticamente:

REFLEXIÓN INICIAL Par a mayor comprensión de los diferentes temas incluidos en esta guía, lo invitamos a responder las actividades que se proponen a continuación.

Nitrógeno

Oxígeno

Figura 2.1. Representación esquemática de la composición del aire.

1

En el dibujo se representan con círculos las partículas de los distintos gases que componen el aire (nitrógeno y oxígeno principalmente): 1.

¿Qué hay entre las moléculas de oxígeno y nitrógeno? a) b) c) d)

Hay más aire Otros gases Una sustancia más ligera que lo rellena todo Nada

Argumente su respuesta. 2.

¿Qué ocurre si reduce el volumen?

3.

Si quisiera representar gráficamente mediante puntos un mol de los átomos de nitrógeno, ¿lo podría hacer en una hoja de cuaderno?

4.

Analice el siguiente texto:

“El mundo material que nos rodea, las hojas del cuaderno, la silla donde estás sentado, la ropa que te viste y tú mismo, continuo como eres, sin agujeros en tus manos o tus dedos, no son, ni el mundo es, continuo. Todo está formado por pequeñísimas partículas, llamadas siguiendo la tradición griega, como átomos (que quiere decir indivisible). Paradójicamente el mundo parece una cosa y es otra”. 5.

Analice el siguiente texto:

“La electricidad es la causa principal de toda actividad química. Se puede considerar a los átomos de los diversos elementos como dipolos eléctricos, es decir, tienen una carga pr edominantemente positiva o negativa”.

CONSTRUYAMOS CONOCIMIENTO

2.1.1. DE LA ANTIGÜEDAD A DALTON Los antiguos explicaron todos los fenómenos mediante la presencia y acción recíproca de cuatro elementos que, eran el sentido de todo cuanto existe: el aire, la tierra, el agua y el fuego. Leucipo y Demócrito (460 a. C. – 370 a. C.) decían: “No existe más que corpúsculos y espacios. A cada momento los planetas chocan y mueren, y surgen del caos mundos nuevos por agregación selecti va de corpúsculos de magnitud y forma semejante”. Las ideas atomísticas de Leucipo y Demócrito, que planteaban que la materia no podía dividirse indefinidamente, no fueron tenidas en cuenta por los investigadores que les sucedieron, y quedaron prácticamente olvidadas por muchos años. Los alquimistas, durante aproximadamente 17 siglos, siguieron las ideas aristotélicas, asignándole a los átomos formas y cualidades específicas, así como. La divisibilidad indefinida de la materia. Solo hasta el siglo XIX renacieron las ideas atomísticas y del discontinuismo de la materia. En 1802, Jhon Dalton, maestro inglés, llegó a la conclusión que el aire estaba constituido de los mismos gases, sin importar el lugar donde se tomara la muestra, la explicación era que “los gases debían estar constituidos por diminutas partículas que se difundían fácilmente”, muy parecidas a las ideas de Leucipo y Demócrito.

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•

HIPÓTESIS DE DALTON

Los fundamentos en los cuales se basa la teoría atómica del inglés Jhon Dalton, la cual publicó en 1808, en su obra Nuevo sistema de la filosofía química , son los siguientes: Los elementos están compuestos por partículas muy pequeñas e indivisibles (átomos) similares a los descritos por Demócrito. • Toda la materia está compuesta por átomos. • Los átomos de un mismo elemento son iguales. • Los átomos de distintos elementos son diferentes. • Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo tamaño, masa y form a. • Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más clases de átomos diferentes. Al combinarse átomos de elementos distintos en proporciones simples, se obtienen los compuestos.

Fig. 2.2 Símbolos de Dalton para átomos elementales y compuestos tomados de su trabajo A New System of Chemical Philosophy, Parte I. Dalton escribe: *Esta lámina contiene las marcas arbitrarias o signos elegidos para representar los diversos elementos químicos o últimas partículas Los nombres modernos para los primeros átomos son: 1, hidrógeno 2, nitrógeno; 3, carbono; 4, oxígeno; 5, fósforo; 6, azufre . Tomado de Enciclopedia Temática de Química, Codesis, CD-Rom.

Aunque en la actualidad se ha demostrado la divisibilidad del átomo, además que los átomos de un mismo elemento pueden tener diferentes masas (isótopos), se reconoce el gran aporte de Dalton al desarrollo de la teoría atómica moderna e introduce la idea de la discontinuidad de la materia. Esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos. Además de la teoría atómica de Dalton surgieron otras leyes que concordaban con lo expuesto por Dalton: Ley de la Conservación de la Masa: La Materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto puro siempre contiene los mismos elementos combinados en las mismas proporciones en masa. ¡IMPORTANTE! Otras leyes que concordaban con lo expuesto por Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos Dalton: A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que Ley de la conservación de la masa se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de Ley de las Proporciones Definidas B, están en relación de números pequeños enteros. Ley de las Proporciones Múltiples

Algunos de los trabajos que precedieron a lo que hoy se conoce de la estructura atómica, fueron: el experimento de Faraday, el descubrimiento de los rayos catódicos, de los rayos X, de la radiactividad y de los electrones.

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Michel Faraday, en 1833, demostró que muchas sustancias eléctricamente neutras, al ser disueltas en agua, dan lugar a un sistema conductor de la corriente eléctrica. En este proceso, la corriente eléctrica divide las sustancias, liberando partículas cargadas que son capaces de conducir la corriente eléctrica. Tal proceso se conoce como electrólisis y las partículas trasportadoras de la carga eléctrica en la solución, como iones. Los experimentos de Faraday indicaron la existencia de cierta relación entre la electricidad y la materia, además deberían intervenir partículas discretas de electricidad, a las que Stoney en 1891, dio el nombre de electrones. Julius Plücker en 1859 realizó experimentos con Rayos Catódicos consistiendo en lo siguiente: Dos Electrodos se encuentran dentro de un tubo sellado de vidrio al que se ha extraído casi completamente el aire. Cuando se aplica un Voltaje alto a través de los electrodos, emerge un haz de rayos desde el electrodo negativo llamado Cátodo hacia el electrodo positivo llamado Ánodo. Estos rayos tienen naturaleza negativa, ya que son repelidos por el extremo negativo de campos eléctricos (Cátodo) y magnéticos (Sur Magnético). Observe el diagrama del dispositivo generador de rayos catódicos y relacione su contenido con lo explicado anteriormente.

Figura 2.3. Diagrama del Dispositivo generador de Rayos Catódicos. Tomado de Enciclopedia Temática de Química, Codesis, CD-Rom.

En 1897 Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los campos eléctrico y magnético

e/m = -1.7592 x 108 coulomb/gramo En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón que resultó ser:

e = -1.602 x 10-19 Coulomb al contar con el valor de e/m y con el de e, fue posible obtener el valor de m (masa del electrón):

m = 9.1096 x 10-28 g

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EXPERIMENTEMOS EN CASA Para afianzar su conocimiento realice el experimento siguiente:

2.1. Los papeles saltarines OBJETIVO: Ilustrar que los átomos tienen partes positivas y negativas MATERIALES: ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖ ❖

Hoja de papel Perforadora para papel Hilo Tijeras Globos pequeños Peinilla de plástico Lana Paño Tejido sintético Pan duro o tostada Tiza Arcilla seca Barra metálica Varilla de vidrio Palito de madera

PROCEDIMIENTO: 1. Use la perforadora para cortar de 15 a 20 pequeños círculos de la hoja de papel, o tijeras y córtala en trozos pequeños. A continuación, toma uno de los trozos de papel que cortaste y continúa dividiéndolo en pedazos cada vez más pequeños. Anota tus observaciones. ¿Hasta dónde podrías continuar dividiendo, de manera sucesiva, los trozos de papel? ¿Qué puedes concluir respecto a si la materia es continua o discontinua’ 2. Repite la experiencia anterior, pero esta vez utiliza otros elementos como tiza, pan tostado, un trozo de arcilla seca, una papa. Saca tus conclusiones y compáralas con la experiencia anterior. ¿Crees que las partículas observadas allí podrían seguirse dividiendo? Compara tus observaciones con la experiencia anterior. 3.

Coloque los círculos o trocitos de papel sobre una mesa y sepárelos. Infle el globo y amárrelo. A continuación, frote el globo contra su cabello, más o menos cinco veces. El cabello debe estar limpio, seco y sin grasa y acerque el globo a los círculos de papel, sin tocarlos. ¿Qué ocurre? ¿Por qué? ¿Ocurre lo mismo si se acerca el globo a los papelitos, sin frotarlos previamente?

4.

Realiza la experiencia ahora, pero frotando el globo sobre diferentes materiales como lana, paño, algodón y algún material sintético. Consigna tus observaciones y compáralas con la experiencia anterior.

5.

Realiza ahora la experiencia, pero frotando diferentes materiales como una peinilla plástica, una barra de metal, una varilla de vidrio, una varita de madera. Registra tus observaciones y compáralas con las anteriores experiencias.

6.

Toma dos globos de pastico e ínflalos. Amárralos y cuélgalos cada uno de un hilo, ubicándolos lo más cerca posible. A continuación, tu compañero frota uno de los globos y tú haces lo mismo con el otro. Después de frotarlos varias veces acércalos al tiempo. Registra tus observaciones. Ahora cercales los papeles pequeños. ¿Los globos se atraen o se repelen entre sí? ¿Cada uno de los globos atrae o repele los papelitos?

7.

Frota una peinilla plástica varias veces sobre tu cabello y abre la llave del agua formando un chorro de agua no muy fuerte y acércale la peinilla. Anota tus observaciones. ¿El chorro de agua se acerca o se aleja al acercar la peinilla?

Diseña una tabla donde consigne tus observaciones y al frente un comentario o conclusión sobre la experiencia. Realiza el informe y concluye si la práctica tiene alguna relación con la estructura de los átomos.

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2.1.2. TEORIA ATOMICA MODERNA

Modelo de Joseph John Thomson (inglés - 1897)

¿Qué importancia tienen estas preguntas para el avance de la Química?

Los investigadores trataron de encontrar respuestas a interrogantes como: ¿Qué hay en un átomo además del electrón?, ¿cuántos electrones hay en un átomo?, ¿cuál es la naturaleza de las cargas positivas?, ¿cómo se distribuyen en él átomo las cargas positivas y negativas? En 1904, Thomson respondió a estas preguntas con su modelo atómico, el cual presenta un modelo eléctrico del átomo con cargas positivas y negativas, al que otros científicos le dieron el nombre de “ponqué o pudín de pasas”.

Figura 2.3. Modelo atómico de Joseph John Thomson

Modelo de Ernest Rutherford (neozelandés - Premio Nobel de Química 1908) Basó su modelo en la radioactividad descubierta por Becquerel, estudiando los rayos alfa (corrientes de partículas de carga eléctrica positiva), rayos beta (corrientes de electrones), y rayos gamma. La experimentación de Rutherford con radiaciones consistió en bombardear con partículas alfa una lámina de oro cubierta con una pantalla de sulfuro de zinc. El experimento demostró que algunas partículas no perdían la trayectoria, otras eran desviadas y algunas se devolvían en la misma dirección que habían llegado. Esto permitía concluir que los átomos no podían ser sólidos, indicaba que los átomos eran huecos y compuestos principalmente de espacio vacío.

Figura 2.4. Experimento de Rutherford. Tomado de Enciclopedia Temática de Química, Codesis, CD-Rom.

De esta manera Rutherford obtuvo resultados que le ayudaron a formular una nueva teoría acerca de la estructura atómica. El átomo está formado por dos partes: núcleo (parte central de tamaño pequeño con carga positiva), corteza atómica (espacio de carga negativa).

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Eugene Goldstein realizó experimentos con Rayos Catódicos en los cuales se introdujo Hidrógeno gas a baja presión, observando la presencia de Rayos que viajaban en dirección opuesta a los Rayo Catódicos. El llamó a estos “Rayos Positivos”, Protones. Si se remueven 1 o más electrones de un átomo neutro o molécula, el residuo posee una carga positiva igual a la suma de las cargas negativas de los electrones removidos Ne Ne

Ne+ + eNe2+ + 2e-

Se determinó la relación e/m para el protón resultando ser:

e/m = +9.5791 x 104 Coulomb/g A los protones se les asignó el símbolo H + y se determinó que la carga del protón es igual a la del electrón sólo que de signo contrario (+).

eH+ = +1.602 x 10-19 Coulomb Así mismo, se determinó la masa del Protón siendo ésta de:

mH+ = 1.6726 x 10-24 g

Esto quiere decir que la masa del protón es 1836 veces la masa del electrón. El Neutrón En 1932 Chadwik determinó mediante el estudio de reacciones nucleares la masa del Neutrón, el cual no posee carga (Por eso le llamaron Neutrón) siendo ésta de:

mn = 1.6750 x 10-24 g n = neutrón De esta manera Rutherford, en 1911, obtuvo resultados que le ayudaron a formular una nueva teoría acerca de la estructura atómica. El átomo está formado por dos partes: núcleo (parte central de tamaño pequeño con carga positiva), corteza atómica (espacio de carga negativa).

Figura 2.5. Modelo atómico de Rutherford. Tomado de Enciclopedia Temática de Química, Codesis, CD-Rom.

Uno de los grandes defectos del modelo nuclear de Rutherford era que no coincidía con los principios de la física contemporánea. La física proponía que en cualquier momento que una partícula cargada eléctricamente (como el electrón) experimentara una aceleración, debería emitir energía radiante. Además, un objeto que describe una órbita circular experimentará una aceleración hacia el centro del círculo. Entonces, podía concluirse que un electrón planetario, como el propuesto por Rutherford, debería irradiar energía y, al perderla, descendería acercándose al núcleo. Un átomo así se destruiría en unos pocos segundos.

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Además, hay otro hecho que estuvo en contra del modelo de Rutherford: la discontinuidad de los espectros de emisión de los gases incandescentes. Si el electrón emitiera energía radiante a la vez que se acerca al núcleo (y en consecuencia, aumentara su velocidad) hasta caer en él, la frecuencia emitida iría aumentando continuamente con el tiempo, ya que el transcurrir éste, aumenta la velocidad y por tanto la frecuencia de giro, igual a la de rotación; en consecuencia, los espectros atómicos serían continuos, lo que estaría en contradicción con la realidad, pues dichos espectros están constituidos por diferentes líneas, correspondientes a radiaciones de frecuencias distintas.

Modelo de Bohr En vista de lo anterior, Niels Bohr en 1913, dio a conocer una idea revolucionaria que no sólo explicaba por qué los átomos emitían líneas espectrales en longitudes de onda características, sino también modificaba drásticamente el modelo del sistema solar del átomo. Sugirió un modelo de átomo en el cual los electrones tienen un orden definido entorno al núcleo y giran en determinadas órbitas, la base de su estudio fueron los espectros de emisión y la mecánica cuántica o teoría de los cuantos. Para comprender este modelo es necesario aclarar algunos conceptos tales como espectros de emisió n, Radiación Electromagnética, Espectro Electromagnético y Espectros atómicos y la teoría de los cuantos. Espectros de emisión Los átomos pueden absorber o emitir luz. La luz que emite un elemento se conoce como espectro y cada elemento tiene uno diferente. Ejemplo: el neón es un elemento que al excitarse energéticamente, emite radiación de una longitud de onda correspondiente a la luz roja

Figura 2. 6. Espectros de emisión de algunos elementos. Tomado de Enciclopedia Temática de Química, Codesis, CD-Rom.

Radiación Electromagnética Es la emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas electromagnéticas (una onda electromagnética tiene por componentes un campo eléctrico y un campo magnético). = Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un ciclo) c = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg) = Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo La relación entre estas tres variables es:

E

tromagnético.

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Cuando un rayo de luz atraviesa un prisma, el rayo se desvía o se refracta. el grado de desviación depende de la Longitud de Onda. El Espectro Electromagnético representa el Intervalo de Longitudes de Onda de la Radiación Electromagnética.

Figura 2.7. Espectro Electromagnético. Tomado de Enciclopedia Temática de Química, Codesis, CD-Rom.

Espectros Atómicos Cuando los vapores o gases de una sustancia se calientan en una llama, se produce luz. Si un rayo de esta luz se hace pasar por un prisma, se produce un Espectro de Líneas (o Discontinuo). El Espectro de Líneas de cada Elemento es único (es como su Huella Digital). En 1885 J. J. Balmer estudió el espectro de emisión del Hidrógeno y obtuvo la siguiente ecuación:

Donde n = 3, 4, 5, ... La serie de líneas que se obtiene se conoce como “Serie de Balmer”. Existen otras series de espectros de emisión del átomo de hidrógeno las cuales se muestran en la tabla 3.1. Serie Lyman Balmer Parchen Brackett

nf 1 2 3 4

ni 2,3,4,… 3,4,5,… 4,5,6,… 5,6,7,…

Región del espectro Ultravioleta Visible y ultravioleta Infrarrojo Infrarrojo

Tabla 2.1. Las diversas series de espectros de emisión del átomo de hidrógeno. Tomado de Chang, Raymond, “Química”, 4 edición, España, Editorial McGraw-Hill, 1997, p.270
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