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Química I tema3

TEMA 3. EXPLICA EL MODELO ATOMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONES

Secuencia didáctica 1. Aportaciones históricas que contribuyeron al establecimiento del modelo atómico actual La conservación de la materia y el reciclaje Leyes ponderales y teoría atómica de Dalton El electrón (primera partícula subatómica) y el modelo atómico de Thompson El protón (segunda partícula subatómica) y los rayos canales El modelo de Rutherford y el núcleo atómico Los niveles de energía y el modelo atómico de Bohr ¿Pero qué son los espectros de líneas? El neutrón (tercera partícula subatómica) y los experimentos de Chadwick

Secuencia didáctica 2. Partículas subatómicas e isótopos Isótopos y sus aplicaciones Secuencia didáctica 3. Modelo atómico actual Números cuánticosConfiguración electrónica

Unidad de competencia:Valora las aportaciones históricas de diversas teorías y modelos atómicos al describir la estructura del átomo, reconocer sus propiedades nucleares y electrónicas, así como las aplicaciones de los elementos radiactivos en su vida personal y social.

Atributos a desarrollar:3.2 Toma decisiones a partir de la valoración de las consecuencias de distintos hábitos de consumo y conductas de

riesgo.4.1 Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, Matemáticas o gráficas.5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo cómo cada uno de sus pasos

contribuye al alcance de un objetivo.5.2 Ordena información de acuerdo a categorías, jerarquías y relaciones.5.3 Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.5.4 Construye hipótesis y Diseña y aplica modelos para probar su validez.5.6 Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.6.1 Elige las fuentes de información más relevantes para un propósito específico y discrimina entre ellas de

acuerdo a su relevancia y confiabilidad.6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus propios puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra

nuevos conocimientos y perspectivas al acervo con el que cuenta.7.1 Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimientos.8.1 Propone manera de solucionar un problema y desarrolla un proyecto en equipo, definiendo un curso de acción

con pasos específicos.8.2 Aporta puntos de vista con apertura y considera los de otras personas de manera reflexiva.8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de

distintos equipos de trabajo.

Tiempo asignado: 10 horas.

Ing. Yolanda Reyes Carbajal Página Página 1 de 25

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Secuencia Didáctica 1.Aportaciones históricas que contribuyeron al establecimiento del modelo atómico actual.

Apertura:

La conservación de la materia y el reciclaje.¿Te has preguntado alguna vez qué les pasa a los átomos de todas las cosas que desechas? ¿A dónde van los átomos cuando se incineran los desperdicios o se entierran en los campos? Como acabas de aprender, los átomos no se crean ni se destruyen en los procesos químicos cotidianos. De modo que, en cierta forma, no puedes deshacerte “del todo” de ninguna cosa.Cuando los desperdicios se queman o se entierran en los campos, los átomos del desperdicio se pueden combinar con oxígeno u otras sustancias para formar compuestos nuevos, pero no desaparecen, lo que sucede con ellos es que se transforman. En los procesos naturales los átomos no se destruyen, sino que se reciclan. Por ejemplo, el nitrógeno elemental de la atmósfera se convierte en compuestos que se usan en la tierra y luego regresan a la atmósfera.En años recientes, pequeñas poblaciones, grandes ciudades y estados enteros han descubierto los beneficios de reciclar el papel, el plástico, el aluminio y el vidrio. Las etiquetas de muchos empaques en los supermercados, cajas de cartón, tarjetas de felicitación y otros productos de papel dicen: “Hecho con papel reciclado”. El desperdicio de aluminio se recicla fácilmente y se convierte en nuevas latas de aluminio o en otros productos. ¿Has observado cómo brilla el nuevo pavimento de las carreteras? El brillo es el resultado de la adición de vidrio reciclado al material de pavimentación. Incluso se pueden incorporar llantas completas al asfalto para pavimentar. Al reutilizar los átomos en la manufactura de materiales, imitamos a la naturaleza y conservamos las fuentes naturales. Adaptado de: Mi contacto con la química, Smooth. Mc Graw Hill.

Actividad 1:

Utiliza el texto anterior de “La conservación de la materia y el reciclaje”, para contestar las siguientes preguntas:¿Qué forma utiliza la naturaleza para deshacerse de los desperdicios? Señala la respuesta correcta.

a) Reciclar e incinerarb) Transformar y enterrarc) Incinerar y enterrard) Reciclar y transformar

¿Cuáles serán los beneficios de reciclar, a los que hace referencia el texto?

“En los procesos naturales los átomos no se destruyen, sino que se reciclan. Por ejemplo, el nitrógeno elemental de la atmósfera se convierte en compuestos que se usan en la tierra y luego regresan a la atmósfera.” Estos enunciados del texto describen un proceso de reciclado natural. Explica otro ejemplo en las siguientes líneas.

EvaluaciónActividad 1 Producto: cuestionario Calificación obtenida:

SaberesConceptual Procedimental Actitudinal Identifica a los átomos como lapartícula básica de la materia

Obtiene respuestas a partir de lalectura de comprensión

Practica con interés la lectura..

Autoevaluación Calificación otorgada por el docente


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Desarrollo La mayoría de los estudiantes de bachiller que comienzan un curso de química ya creen en los átomos. Sin embargo, dudan cuando se les pide explicar esa creencia. De acuerdo a la percepción sensorial los átomos no existen. El aire se siente como un fluido continuo, no se siente como choques de partículas individuales de aire.

Como los sentidos hacen creer que la materia es continua, no debe de sorprender que el debate de la existencia de los átomos se remonte hasta los antiguos griegos y que continuara hasta muy avanzado el siglo XX. Sólo hasta hace pocos años se ha podido disponer de pruebas directas de la existencia de los átomos. Esto ha sido posible mediante el microscopio de barrido por tunelaje o de barrido y filtración cuántica, desarrollado en la década de 1980. Éste instrumento ha permitido, finalmente la observación y hasta la manipulación de átomos individuales. Este microscopio es la base de una variedad de nuevos microscopios como el de fuerza piezoeléctrica atómica.

¿Por qué es útil conocer la estructura del átomo? Simplemente porque las propiedades de las sustancias están determinadas por el arreglo de los átomos y, entendiendo su estructura, se puede conocer cómo se combinan en las reacciones químicas. Emprendamos el estudio del átomo haciendo un viaje a través del tiempo, remontándonos a aquellas teorías y experimentos que le dieron forma.

A la civilización griega se le debe el concepto filosófico de átomo. Hace más de 2000 años el filósofo griego Demócrito, al observar la división de la materia y pensando en que no era posible una infinita división, afirmó que al dividir la materia tendría que llegar a una última partícula, la cual ya no se podría dividir, a ésta le llamo átomo, palabra que significa indivisible. Los filósofos griegos Son los creadores de la teoría atomística de la materia; según esta:• Los cuerpos se componen de materia (lleno) y de vació (poros)• La materia o lo que conforma el lleno la constituyen partículas diminutas indivisibles llamadas por lo

mismo átomos, las cuales son homogéneas.• Los átomos son incorruptibles, es decir, eternos, impenetrables y existe en número infinito.

Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante más de dos mil años, ya que Aristóteles, filósofo más reconocido, defendía el pensamiento de que la materia es continua en lugar de pensar en que era discontinua. Mientras tanto, se desarrollaron los principios de la química, se descubrieron nuevos elementos y se descubrieron las leyes que gobiernan las transformaciones químicas, las leyes ponderales. El estudio de las cantidades en las que diferentes sustancias participan en una reacción química fue objeto de la atención de los primeros químicos Lavoisier, Proust(1754-1826), Dalton (1766-1844) y Richter (1824-1898) enunciaron diferentes leyes que en conjunto se conocen como leyes ponderales, que hacen referencia a las proporciones en masa, características de las combinaciones químicas. Estas leyes fueron enunciadas en su mayoría, antes de que se conociera un modelo atómico sobre la constitución de la materia.• Ley de la conservación de la masa o principio de Lavoisier. (1789): En toda reacción química

considerada como sistema cerrado, la cantidad de sustancia que entra como reactivo es igual a la cantidad de sustancia que sale como producto.

• Ley de Richter o de las proporciones recíprocas. (1792): Las masas de los elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquéllos elementos cuando se combinan entre sí.

• Ley de Proust o de las proporciones definidas o constantes. (1801): Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación ponderal (o de masas) fija y definida. Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, la cantidad de un mismo elemento que se combina con una cantidad fija del otro guarda una relación que corresponde a números enteros sencillos.


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• Ley de proporciones múltiples de Dalton. (1803): Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.

Leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton.En los 1803-1808, John Dalton retoma lo antes dicho por Demócrito y propuso su teoría atómica para explicar estas leyes. Las ideas básicas de su teoría pueden resumirse en los siguientes puntos:• La materia está formada de unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.

(actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse). • Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales

propiedades). En la actualidad, se cuenta con el concepto de isótopos: que se refiere a los átomos de un mismo elemento, que tienen distinta masa, y ésa es justamente la característica que los diferencia entre sí.

• Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. • Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.

Al suponer que la relación numérica entre los átomos era la más sencilla posible, Dalton asigno al agua la fórmula HO, al amoniaco la fórmula NH, etc. Los átomos no se pueden dividir, no existe una fracción de átomo.

• El arreglo o acomodo de los átomos en los elementos o compuestos es definido y cuando ocurre un cambio químico ese arreglo se hace de manera diferente.

• La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica para explicar estas leyes es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

En los últimos años del siglos XIX, los trabajos científicos relacionados con descargas eléctricas en gases contenidos en tubos de vidrio al vacío hicieron concluir que el átomo indivisible propuesto por Dalton estaba en realidad constituido por partículas subatómicas. Gracias al extenso desarrollo de la física de partículas subatómicas durante el siglo XX, en la actualidad, se conoce una diversidad de partículas que componen el átomo, de las cuales en este curso se abordarán: electrón, protón y neutrón.

La electricidad desempeñó un papel importantísimo en la comprensión de la estructura del átomo. Alessandro Volta (1745-1827), físico italiano conocido por sus trabajos sobre la electricidad, inventó en 1800 lo que conocemos hoy como pila voltaica, dispositivo que producía un flujo estable de energía. Otros investigadores utilizaron este dispositivo en sus experimentos y lograron determinar el carácter eléctrico de la materia y, por consecuencia, del átomo. Pero no fue sino hasta pasado un tiempo que se pudo establecer con mayor precisión cuáles partículas intervenían en tales propiedades. Después de John Dalton y principalmente a fines del siglo XIX, se realizaron descubrimientos muy importantes:• Rayos catódicos. En 1875, Sir William Crookes, inventó el tubo de Crookes donde se visualizan los

rayos catódicos, estos rayos salen del cátodo(-) y se dirigen al ánodo (+).• Rayos X. En 1895, Wilhelm Conrad Röentgen, descubrió unas radiaciones electromagnéticas que se

producían cuando los rayos catódicos chocaban con un metal. La longitud de onda de estas radiaciones es mil veces más pequeña que la luz visible, pueden atravesar sustancias y no son desviadas a campos eléctricos o magnéticos. Röetgen llamó a estas radiaciones rayos X.

• Radiactividad. En el año de 1896, el físico francés Henri Becquerel al observar que una placa fotográfica cubierta con una envoltura opaca se ennegrecía al colocar cerca de ella un material llamado “pechblenda” (un compuesto de uranio), descubre la radiactividad. Radiactividad es el nombre de la propiedad que tienen ciertas sustancias de emitir rayos alfa, rayos beta y rayos gamma.

• Rayos alfa ( α). Se manifiesta por la emisión de partícula alfa; hoy se sabe que la particula alfa está formada por dos protones y dos neutrones y su carga es positiva, su tamaño es equiparable al núcleo del helio.


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• Rayos( β). Son partículas que tienen una gran velocidad y su carga es negativa, se descubrió que son electrones.

• Rayos (γ ). No son partículas, es un tipo de energía radiante, son semejantes a los rayos X, pero con un mayor poder de penetración.

El electrón (primera partícula subatómica) y el modelo atómico de Thomson.En 1897, el físico inglés Joseph John Thomson descubrió que los rayos catódicos pueden ser desviados por un campo magnético, y los consideró como partículas eléctricamente negativas que existen en toda la materia y los llamó electrones; Thompson destacó la naturaleza eléctrica de la materia. Para 1910, su modelo era el más aceptado, y se representaba como una esfera de electricidad positiva cuyos electrones se encontraban dispersos como pasas en un pastel. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro.

Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevados a cabo por Rutherford demostraron la parte equivocada de tales ideas.

El protón (segunda partícula subatómica) y los rayos canales.

En 1886, Eugen Golstein (1850-1931) llevó a cabo un experimento con el tubo de rayos catódicos donde colocó la placa del cátodo con perforaciones y se ercató de que existían electrones desplazándose hacia el ánodo, sin embargo había otras partículas que salían disparadas hacia el lado contrario.

A estos rayos que atravesaban los cátodos en sentido contrario se les llamó rayos canales. A las partículas detectadas en los rayos canales se les denominó protones. En 1907 se estudiaron las desviaciones de estas partículas en un campo magnético y se conoció que su masa era aproximadamente un promedio de 1836 veces mayor que la de un electrón.

El modelo de Rutherford y el núcleo atómico.En 1911 Ernest Rutherford trabajando en equipo con Ernest Mardensen y Hans Geiger utilizó las partículas alfa (α) como proyectiles para sus investigaciones sobre la estructura de la materia. Bombardeó una delgada lámina de oro con partículas α procedentes de materiales radiactivos. Observó que, en su mayor parte, las partículas atravesaban la lámina sin sufrir desviaciones y sólo una pequeña fracción era fuertemente desviada. Estos resultados eran incompatibles con el modelo propuesto por Thomson.

Este modelo atómico propone que toda la carga positiva y la mayor parte de la masa del átomo estaban situadas en el núcleo atómico y los electrones atraídos por fuerzas electrostáticas girarían en torno al núcleo describiendo órbitas circulares de un modo semejante a como lo hacen los planetas en torno al Sol.El modelo planetario de Rutherford, también llamado así por su semejanza con un diminuto sistema solar, consiguió explicar los resultados obtenidos en la dispersión de partículas α por la lámina de oro. Según el modelo, la mayor parte de las

partículas α atraviesan los átomos metálicos sin chocar con el núcleo y la poca densidad de la envoltura electrónica es una barrera despreciable para este tipo de partículas. Sólo en el caso poco probable de que el proyectil encuentre un núcleo de oro en su camino retrocederá bruscamente debido a la mayor masa de éste.


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Sin embargo, según la física clásica cuando una carga eléctrica está en movimiento, emite energía en forma de radiación. Tal pérdida de energía haría que el átomo fuese inestable y los electrones acabarían precipitándose sobre el núcleo en poco más de una millonésima de segundo. De ser así la materia debería ser completamente efímera. Ésta es una de las fallas del modelo propuesto por Rutherford. Pero además su modelo no pudo explicar la existencia de los espectros discontinuos conocidos en esa época.

Los niveles de energía y el modelo atómico de Bohr.En 1923, basándose en algunas propiedades de la luz, Niels Bohr científico danés, propuso un nuevo modelo para el átomo. En dicho modelo, Bohr establecía que el átomo estaba formado por un núcleo atómico, tal y como había sido descubierto por Rutherford, pero a diferencia de éste, los electrones se localizaban en distintos niveles de energía concéntricos al núcleo, existiendo para cada electrón un nivel específico de energía. En este nivel el electrón no ganaba ni perdía energía.Bohr propuso su modelo basándose en el espectro de líneas del átomo de hidrógeno.

¿Pero qué son los espectros de líneas?Desde el siglo XVII, cuando Isaac Newton demostró que la luz solar está formada por varios componentes de colores que se pueden combinar para producir luz blanca, los químicos y los físicos han estudiado las características de los espectros de emisión, es decir, espectros continuos o líneas espectrales de la radiación emitida por las sustancias. El espectro de emisión de una sustancia se obtiene al suministrar a una muestra del material energía térmica o alguna otra forma de energía (como una descarga eléctrica de alto voltaje si la sustancia es gaseosa). Una barra de metal al “rojo vivo” recién sacada de la fuente de alta temperatura produce un resplandor característico. Este resplandor visible es la parte de su espectro de emisión que es percibida por el ojo. El calor que emite la barra de metal representa otra parte de su espectro de emisión: la región del infrarrojo. Una característica común del espectro de emisión del Sol y de un sólido calentado es que ambos son continuos, es decir, todas las longitudes de onda de la luz visible están representadas en el espectro.

Los espectros de emisión de los átomos en fase gaseosa no muestran una distribución continua de longitudes de onda desde el roja al violeta; en lugar de ello, los átomos producen líneas brillantes en diferentes partes del espectro visible. Estos espectros de líneas corresponden a las emisiones de luz sólo a longitudes de onda específicas. Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las líneas

características de un espectro atómico se pueden usar en análisis químico para identificar átomos desconocidos, igual que las huellas digitales sirven para identificar a una persona.

Si se separan las radiaciones con distinta longitud de onda emitidas por una sustancia obtenemos el espectro de emisión de esa sustancia. Así el arco iris representa el espectro de las distintas longitudes de onda de la luz emitida por el sol. En el caso de la luz solar el espectro es continuo, ya que comprende todas las longitudes de onda entre el

rojo y el violeta.

El espectro del hidrógeno está constituido por cuatro líneas que aparecen a cuatro longitudes de onda características.


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En su modelo, Bohr especificaba que dentro del átomo existían siete niveles o capas de energía donde se localizan los electrones y que la energía de cada uno de ellos ésta en forma de cuantos o paquetes, es decir, “la energía de los electrones dentro del átomo está cuantizada” y que ésta aumenta del nivel más cercano al núcleo al más alejado de él. Bohr designó una letra a cada nivel. Le llamó capa “K” al nivel que se encuentra más cerca al núcleo y a los siguientes: “L, M, N, O, P, Q”. Otra forma de nombrar estas capas es, utilizar el número cuántico principal (n), designando cada nivel con números; donde 1 es equivalente a la capa K, 2 a L y así sucesivamente.

Bohr explicaba que cuando a un átomo se le aplica una cierta cantidad de energía, ésta es absorbida por los electrones en forma de cuantos, lo que los obliga a saltar y ocupar un nivel de energía mayor llamándole a éste estado del átomo: estado excitado y, estado basal, al estado del átomo en el cual los electrones se localizan en los niveles de energía más bajos. De acuerdo con Bohr, el estado excitado de un átomo, es un estado inestable por lo que los electrones tienden a regresar al nivel original de energía, por lo tanto la energía absorbida en el salto debe ser liberada en forma de cuantos, ya sea en forma de luz, calor, etc., a este proceso se le conoce como: “Salto cuántico”.

El problema del átomo de Bohr es que no puede explicar la formación de los espectros de líneas de otros átomos distintos al hidrógeno.

En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en orbitas elípticas. Introduce el concepto de subnivel. Sommerfeld razonaba que si el átomo es homólogo al sistema solar, el electrón debe girar no sólo en círculos, como el modelo de Bohr, sino también en elipses, con la particularidad de que el núcleo debe hallarse en uno de los focos. El número de elipses posibles (subniveles) no supera el número del nivel propuesto por Bohr.

El neutrón (tercera partícula subatómica) y los experimentos de Chadwick.En 1930 dos físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker, informaron que habían liberado del núcleo una misteriosa radiación nueva de inusual poder penetrador. En 1932, el físico inglés James Chadwick sugirió que la radiación estaba formada de partículas, llega a la conclusión de que había descubierto una partícula que tenía aproximadamente la misma masa del protón, pero sin carga, en otras palabras, era eléctricamente neutra y se le denominó neutrón.

Actividad 2:

Con base en la información leída en este material y apoyado con otros datos que obtengas en libros o internet, elabora un cuadro comparativo de los modelos atómicos. Entrega tu trabajo en la fecha señalada por tu profesor. El cuadro debe contener los siguientes aspectos:

Titulo del modelo,Autor, Año de aparición.

Esquema o ilustración del modeloatómico

Aportaciones


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EvaluaciónActividad 2 Producto: tabla de contenido Calificación obtenida:

SaberesConceptual Procedimental Actitudinal Describe las aportaciones al modelo atómico actual

Relata las aportaciones históricas que apoyaron el desarrollo del modelo atómico actual.

Valora las aportaciones históricas de los modelos atómicos.Muestra disposición al trabajo metódico y organizado.


Cierre:

Actividad 3:

Describan la contribución de cada uno de los siguientes científicos al conocimiento de la estructura atómica: Joseph John Thomson, Ernest Rutherford, Eugen Golstein y James Chadwick. Anoten los datos en la siguiente tabla.

Científico Contribución

Evaluación

Actividad 3 Producto: tabla Calificación obtenida:

Saberes

Conceptual Procedimental Actitudinal

Describe las aportaciones almodelo atómico actual realizadas por Goldstein, Rutherford,Thomson y Chadwick

Registra las aportaciones históricas

Valora las aportaciones históricas



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Secuencia Didáctica 2. Partículas subatómicas e isotopos.

Apertura

Actividad 1

1. En un esquema o modelo identifica la ubicación y carga eléctrica de las partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón.

2. Completa el siguiente cuadro referido a las partículas subatómicas fundamentales.Partícula Localización Masa (uma) Carga eléctrica SímboloElectrón

1 P+

neutra

EvaluaciónActividad 1 Producto: esquema o modelo y tabla de datos Calificación obtenida:

SaberesConceptual Procedimental Actitudinal Identifica las características de las diversas partículas subatómicas

Representa al átomo en un esquema.Registra las características de las partículas subatómicas.

Muestra disposición al trabajo metódico y organizado.


Desarrollo

Una serie de investigaciones que empezaron en la década de 1850 y se extendieron hasta el siglo XX, demostraron que los átomos poseen estructura interna; es decir, están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas.

La investigación condujo al descubrimiento de tres de esas partículas: los electrones, los protones y los neutrones. Hay otras partículas subatómicas, pero son estas tres las importantes para la Química general. De ellas se obtiene información como: la cantidad de protones determina que átomo es analizado, los neutrones constituyen junto con los protones el peso (masa) atómico, las reacciones de los átomos son determinadas por los electrones, en especial los del nivel de valencia o capa más externa del átomo, que son compartidos, cedidos o adquiridos de otros átomos al momento de unirse para formar un compuesto.

Las partículas subatómicas se diferencian por sus masas (unidades de masa atómica o uma) y sus cargas eléctricas (coulomb), cuyas características se muestran en la tabla siguiente:


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*Debido a que la masa en gramos de estas partículas es muy pequeña, para simplificar la comparación entre las masas de diferentes átomos, los químicos han desarrollado una unidad de masa diferente denominada unidad de masa atómica (uma), actualmente se simboliza con la letra u.

El electrón por ser la carga eléctrica más pequeña, se toma como referencia comparativa y se la asigna carga (-1); asimismo, como su masa es la más pequeña de las tres partículas, se le asigna masa cero uma. Al conocerse el número y propiedades de cada una de las partículas que componen al átomo surgió la necesidad de representar y definir algunos conceptos relativos al átomo. Así surgieron los conceptos de: número atómico, número de masa y masa atómica. El número atómico de un elemento indica la cantidad de protones que existen en el núcleo del átomo de un elemento y dado que el átomo en estado natural es eléctricamente neutro, este número de protones es igual al número de electrones; se representa con la letra Z y cada elemento tiene un número atómico único. Por ejemplo, cada átomo cuyo número atómico sea 6 es de carbono, contiene 6 protones en su núcleo y 6 electrones girando a su alrededor.

En la tabla periódica los elementos están organizados en orden creciente del número atómico, comenzando por el hidrógeno, con número atómico 1. Cada elemento sucesivo en la tabla periódica tiene átomos exactamente con un protón más que el elemento que le precede.

Z= número atómico = número de protones = número de electrones

La suma del número de protones más el número de neutrones de un átomo, se conoce como número de masa o masa atómica de ese átomo en particular y se simboliza con la letra A. En otras palabras, A=N + Z, con lo cual se define totalmente de que núcleo se trata. Por ejemplo, un átomo de uranio (U), que tiene 92 protones (Z=92) y 146 neutrones (N) en su núcleo, tiene un número de masa (A) de 238, es decir, A= Z+N, por lo que, A= 92 +146= 238.

A= número de masa= protones (P) + neutrones (N)A= P +N

Con esta información, un átomo de composición conocida, como el de este ejemplo, se puede representar mediante la notación siguiente:

A finales del siglo XIX se creía que los átomos de un mismo elemento contenían el mismo número de protones y de neutrones. Sin embargo, en 1910, Joseph John Thomson descubrió que el neón tiene dos átomos con masas diferentes. Conociendo que los átomos son eléctricamente neutros, dedujo que esos dos átomos del neón deberían tener diferente número de neutrones. Estudios posteriores demostraron que así como el neón, existen otros elementos cuyos átomos varían en su número de neutrones. Por ejemplo, se encontraron átomos de hidrógeno con número de masa 1 (protio) y otros con número de masa 2 (deuterio) y masa 3 (tritio), también se encontraron átomos de carbono con número de masa 12 (Carbono 12), 13 y 14. (Carbono 14) Debido a estos descubrimientos, a los átomos de un mismo elemento que tienen igual número de protones y electrones (igual número atómico), pero diferente número de neutrones (difieren en su masa atómica), se les dio el nombre de isótopos.


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La existencia de isótopos de un mismo elemento trajo como consecuencia una diferencia en la masa atómica de ese elemento en particular. Para resolver este problema, los científicos calcularon la masa atómica promedio de un elemento a partir de la abundancia natural de sus isótopos. Por ejemplo, del cloro se conocen dos isótopos, uno con número de masa 35 (cloro 35) y con una abundancia de 75.4%, y otro con número de masa 37 (cloro 37) y 24.6% de abundancia, por lo que su masa atómica promedio es de 35.492 uma, es decir:

La masa atómica de un elemento es “un promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturales del elemento”. Generalmente, a la masa atómica se le conoce también como peso atómico.

Una de las diferencias importantes entre los átomos de diferentes elementos, es que tienen masas distintas. Se sabe que la masa de un átomo depende principalmente de la cantidad de neutrones y protones que contiene, y que la suma de protones y neutrones siempre es un número entero (no puede haber fracciones de protones ni neutrones); sin embargo, la tabla periódica reporta valores fraccionarios para las masas de la mayoría de los elementos. Por acuerdo internacional, se considera que un átomo del isótopo de carbono que tiene 6 protones y 6 neutrones (llamado “carbono 12”) presenta una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica. Este átomo de carbono 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica, se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa del átomo de carbono 12.

1 uma es aproximadamente la masa de un protón o de un neutrón. Las masas relativas de todos los demás átomos se determinaron por comparación con este patrón. Se ha demostrado experimentalmente que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo el 8.4% de la masa del átomo de carbono 12. Si se acepta que la masa del átomo de carbono 12 es exactamente 12 uma, entonces la masa atómica del hidrógeno es 1.008 uma, este dato es el que aparece en la tabla periódica.


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Espectrógrafo de Masas

Estos valores que se presentan de las masas atómicas son relativos y se calculan con base en la masa atómica del carbono 12 y son obtenidas a través del espectrógrafo de masas.

De la tabla periódica podemos obtener estos valores, sin embargo para efectos de poder utilizarlos de una manera práctica, es necesario hacer un proceso de redondeo de las cifras decimales.

Con ayuda de tu profesor interpreta y completa el siguiente cuadro:

Sitios Web recomendados:http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_m ateria/curso/materiales/atomo/model os.htm


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

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

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Actividad 2

Con la siguiente información completa el cuadro. Si es necesario utiliza la tabla periódica.Elemento Símbolo Número

atómico (Z)Masa atómica

(A)Numero de electrones

Numero de protones

Numero de neutrones

Nitrógeno 14 7F 9 10

Plata 47 10828 30

Ca 40 20O 26 30

Utilizando la tabla periódica, indica el número de protones, electrones y neutrones de los siguientes elementos:

a) Yodo b) Mg c) anota con Z=28 y A=58.6Elemento/símbolo Protones Neutrones Electrones

a) Yodo (I)b) Magnesioc)

Calcula la masa atómica de los siguientes átomos a partir de los datos presentados.

Elemento Numero de masa (uma)

Abundancia isotópica

Masa atómica nombre

Oxígeno (O) 16 15.994917 16.999118 17.9992

99.760.040.2

Oxigeno 16

Azufre (S) 32 31.97233 32.97134 33.96836 35.967

95.060.744.180.02

Azufre 32

Carbono (C) 12 12.00013 13.003314 14.0032

98.91.1

Radioisótopoinestable

Carbono 12

EvaluaciónActividad 2 Producto: ejercicios Calificación obtenida:

SaberesConceptual Procedimental Actitudinal Reconoce las partículas subatómicas y sus características más relevantes.

Resuelve cálculos sencillos relacionados con partículas subatómicas.




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Isótopos y sus aplicaciones.

A pesar de que todos los isótopos de un elemento tienen prácticamente las mismas propiedades químicas, no todos son igualmente estables, ni se presentan en la naturaleza en la misma proporción. Se han descubierto dos tipos de isótopos: radiactivos y no radiactivos; los primeros son inestables, mientras que los segundos son estables.

La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos. Así por ejemplo, el silicio que se emplea en los chips para computadoras, se presenta en la naturaleza como una mezcla natural de isótopos de silicio-28, silicio-29 y silicio-30.

Los isótopos radiactivos, también conocidos como radioisótopos, buscan una forma de estabilizarse. Para lograrlo emiten algunas de los tres tipos de radiación conocidos y sufren cambios nucleares, convirtiéndose en otro tipo de átomos, que en general son isótopos estables, aunque también pueden dar origen a átomos de isótopos radiactivos. Por ejemplo, los isótopos del radio-226 se descomponen espontáneamente y emiten radiaciones alfa, que son partículas de helio y un isótopo de radón-222 de la siguiente manera:

Al tiempo requerido para que la mitad de la muestra de los isótopos radiactivos de un elemento se desintegre, se le denomina vida media. Los isótopos varían mucho en su vida media; algunos tardan años o milenios en perder la mitad de sus átomos por desintegración. Por ejemplo, la vida media del uranio-238 es de 4.5x109 años, y la del carbono-14 es de 5730 años. Otros pierden la mitad de sus átomos en fracciones de segundos; por ejemplo, el fósforo-28 tiene una vida media de 270 x 10-3 segundos.

La Química nuclear es la parte de la Química que se encarga de estudiar los cambios en este tipo de isótopos su aplicación se realiza en diversas áreas; por ejemplo, en

medicina las enfermedades que se consideraban incurables, pueden diagnosticarse y tratarse con eficacia empleando isótopos radiactivos.

Las aplicaciones de la Química nuclear a la Biología, la industria y la agricultura han producido una mejoría significativa en la condición humana. Otras áreas donde tienen aplicación los radioisótopos son:

Geología, Paleontología, Antropología y Arqueología. Actualmente, se desarrollan nuevas aplicaciones y nuevos radiofármacos con la finalidad de ampliar la gama de procedimientos, reducir las enfermedades adquiridas por los alimentos y prolongar el periodo de conservación mediante la utilización de radiaciones, y estudiar los medios para disminuir la contaminación originada por los plaguicidas y los productos agroquímicos.

La radiactividad puede ser peligrosa y sus riesgos no deben tomarse a la ligera, la exposición a altos niveles es nociva e incluso fatal. Lamentablemente, las radiaciones que estos isótopos


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radiactivos generan, pueden dañar las células de los seres vivos y a partir de ciertas dosis, ocasionan tumores malignos y mutaciones genéticas.

Cierre

Actividad 3

Investiga las aplicaciones, con sus posibles peligros, de cada uno de los siguientes isótopos:• Cobalto-60• Yodo-131• Carbono-14

• Sodio-24• Iridio -192

EvaluaciónActividad 3 Producto: reporte escrito de investigación Calificación obtenida:

SaberesConceptual Procedimental Actitudinal Describe las aplicaciones de algunos isotopos radiactivos.

Busca, selecciona y reporta información sobre el uso de isotopos radiactivos.

Muestra disposición al trabajo metódico y organizado.Valora las aplicaciones de los isotopos en la vida cotidiana.



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Secuencia Didáctica 3. Modelo atómico actual.

Apertura

Actividad 1

Investiga los siguientes conceptos sobre estructura atómica; reportarlos como glosario. Átomo, protón, electrón, neutrón, partículas subatómicas, isótopo, número atómico, peso atómico, estado basal, estado excitado, valencia y radiactividad.

EvaluaciónActividad 1 Producto: glosario Calificación obtenida:

SaberesConceptual Procedimental Actitudinal Verifica conceptos sobre estructura atómica.

Obtiene información y redacta un glosario. Expresa con veracidad los conceptos solicitados.


Desarrollo

El modelo atómico actual se basa en el estudio de una rama de la Física conocida como la Mecánica Cuántica o Mecánica Ondulatoria fundada entre otros por Heisenberg y Schrödinger.

La mecánica cuántica (conocida también como mecánica ondulatoria) se encarga de estudiar el movimiento de partículas pequeñas como el electrón. A partir de los estudios realizados en esta ciencia, surge un nuevo modelo para el átomo llamado modelo de la mecánica cuántica o modelo mecánico cuántico.

El modelo actual del átomo fue desarrollado principalmente por Erwin Shrödinger, y en él se describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.

La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por una tenue nube de electrones, lo cual conserva el concepto de niveles estacionarios de energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón trayectorias definidas (orbita), sino que describe su localización en términos de su probabilidad (orbital).

El nuevo modelo atómico se desarrolló con varias aportaciones siendo las principales:

• Concepto de estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bohr.Normalmente los electrones se encuentran en el nivel de mínima energía (estado basal o fundamental), pero pueden absorber energía pasando a un nivel superior más alejado del núcleo (estaco excitado); este estado es inestable y al regresar el electrón a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación electromagnética.

• Principio de incertidumbre de Werner Heisenberg.Afirma que “no es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón”. El electrón puede estar en cualquier sitio alrededor del núcleo, menos en el núcleo mismo: hay regiones de ese espacio donde es muy probable encontrarlo y otras donde es poco probable localizarlo. La representación de la probabilidad se llama nube de carga o nube electrónica y las


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regiones del espacio que rodean al núcleo y donde la probabilidad de encontrar el electrón es mayor, se llaman orbitales.

• Principio de la dualidad de la materia sugerido por Luis de Broglie.Propuso que los electrones, al igual que los fotones (cuantos de energía luminosa) se comportan como partículas (masa) y ondas (energía). La hipótesis de De Broglie fue apoyada por hechos experimentales al demostrarse que un haz de electrones podía ser difractado haciéndolo pasar a través de un sólido cristalino, de la misma manera que un rayo de luz es difractado por una rejilla. Erwin Schrödinger tomó esto en cuenta para formular la ecuación ondulatoria.

• Principio o ecuación de onda de Erwin Schrödinger.En 1926, Erwin Schrödinger formula la llamada ecuación de onda de Schrödinger, que describe el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas. Es una función que incorpora tanto el carácter de partícula (en función de la masa) como el carácter de onda en términos de una función de onda. La ecuación de onda, establece la relación entre la energía del un electrón y la distribución de éste en el espacio, de acuerdo con sus propiedades ondulatorias. En esta ecuación aparecen los números cuánticos n, l y m.

• Principio de Dirac-Jordan.Paul Adrian Dirac y Ernest Pascual Jordan, en la ecuación Dirac-Jordan aparece el cuarto número cuántico denominado de espín s. Actualmente esta ecuación es la que establece con mayor exactitud la distribución de los electrones, este cuarto número cuántico no es resultado de la ecuación de onda de Schrödinger, pero además representa un principio de exclusión presentado por Wolfgang Pauli el cual establece “dos electrones no podrán tener los mismos cuatro números cuánticos, es decir dos electrones no pueden ocupar el mismo espacio al mismo tiempo”.

Números cuánticos.

La mecánica cuántica describe al átomo exclusivamente a través de interpretaciones matemáticas de los fenómenos observados. Puede decirse a grandes rasgos, que en la actualidad se considera que el átomo está formado por protones y neutrones, rodeado por una serie de niveles estacionarios de energía dentro de los cuales existen a su vez subniveles con un número determinado de orbitales en los que es posible localizar a los electrones, los cuales se mantienen girando sobre su propio eje.

Los números cuánticos son el resultado de las ecuaciones de Schrödinger y Dirac-Jordan, e indican la zona atómica donde es probable encontrar al electrón. Son cuatro llamados números cuánticos: principal, secundario, magnético y de espín se representan respectivamente con las letras n, l, m y s.

Número cuántico principal (n): El número cuántico principal designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado; este número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo. El número cuántico “n” puede asumir teóricamente cualquier valor entero desde 1 hasta infinito, aunque con 7 valores (1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7) es posible satisfacer a todos los átomos conocidos actualmente. El número cuántico principal es una medida del tamaño del orbital, mientras más grande sea el valor de n, mayor será su órbita y los electrones estarán más alejados del núcleo.


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Cada nivel energético puede contener un número limitado de electrones dado por la expresión 2n2.

Número cuántico secundario (l): El número cuántico secundario determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo tanto, el valor de “l” indica el tipo de subnivel en el cual se localiza el electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica. Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía. Los valores de “l” están determinados por el valor de “n”; para cierto nivel, “l”, puede asumir cualquier valor entero, pero iniciando siempre con el valor de 0 (cero) hasta un último valor igual a “n-1”.

Así para n=1 sólo hay un valor posible, el valor es 0. (1-1=0).

Si n=2 hay dos valores de: l= 0 y l=1

Para n=3 hay tres valores posibles 0, 1 y 2.

Con n=4 son cuatro valores posibles de l , son 0, 1, 2 y 3.

Para el 5°, 6° y 7° nivel energético, teóricamente habría 5, 6 y 7 subniveles, respectivamente, sólo que, para los átomos conocidos, son suficientes 4 subniveles

A los subniveles se les asignan las letras s, p, d y f. Cada nivel tiene un número específico de subniveles tal y como se muestra en la siguiente tabla:

Número cuántico magnético (m): Determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque ésta orientación espacial se acostumbra definir con relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores positivos y negativos, incluso el cero; y se calcula con la fórmula m=2 l +1, lo que quiere decir que depende del valor de l. Por ejemplo:


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Si l=0, entonces m=2(0)+1=1, por lo que m toma el valor de 0. Un solo valor, es decir, un solo orbital.Si l=1, entonces m=2(1)+1=3, por lo que m toma tres valores. -1, 0 y +1.Si l=2, entonces m=2(2)+1=5, por lo que m tiene 5 valores -2, -1, 0 +1 y +2Si l=3, entonces m=2(3)+1=7, los valores de m son siete -3, -2, -1, 0 +1, +2 y +3.Formas y orientaciones de los orbitales atómicos Orbitales de tipo “s” y las tres orientaciones de orbitales de tipo “p”.

Las cinco orientaciones de los orbitales del tipo “d” y las siete orientaciones de los orbitales del tipo “f”

Número cuántico de espín (s): Este número cuántico describe la orientación del giro del electrón. Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje, el cual sólo puede tener dos direcciones, una en el sentido de las manecillas del reloj y la otra en sentido contrario; los valores numéricos permitidos para el número cuántico espín s son:+1/2 y -1/2 ↓.

En cada orbital hay espacio para máximo 2 electrones, uno con giro positivo y el otro con giro negativo. Las dos orientaciones generalmente se designan con flechas ↑↓, las cuales representan el sentido del electrón.

En resumen, “n” indica la capa o nivel en la cual se encuentra el electrón del átomo; “l” indica la subcapa o subnivel dentro de esa capa o nivel y el tipo de orbital;”m” especifica el número


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de orbitales dentro de esa subcapa o subnivel y “s” representa el giro que puede tener el electrón sobre su propio eje.

El siguiente cuadro concentra un resumen de los cuatro números cuánticos:


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Actividad 2

Resuelve los siguientes cuestionamientos, sobre números cuánticos.

Escribe sobre la línea el símbolo n, l, m, s; según corresponda a la información que ofrece cada número cuántico.La distancia del electrón al núcleo _______________La orientación del giro del electrón _______________Sus posibles valores son 0, 1, 2 y 3 _______________El número de orbitales de un subnivel _______________La orientación del orbital en el espacio _______________La energía de un electrón _______________El subnivel donde se localiza un electrón _______________Número cuántico con valores -2, -1, 0, +1, +2 _______________Adquiere valores del 1 al 7 _______________Determina la forma del orbital _______________Toma valores de +1/2 y -1/2 _______________

Describe los cuatro números cuánticos utilizados para caracterizar un electrón de un átomo

Responde brevemente lo solicitado en cada caso.¿En qué difiere un orbital atómico de una órbita?De los siguientes orbitales 1p, 2s, 2d, 3p, 3d, 3f, 4g ¿Cuáles no existen? Explica por qué.

EvaluaciónActividad 2 Producto: batería de reactivos Calificación obtenida:

SaberesConceptual Procedimental Actitudinal Describe los valores y significados de los números cuánticos.

Utiliza la información leída y resuelve cuestionamientos.




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Configuración electrónica.

La configuración electrónica es “la distribución de los electrones de un átomo en sus diferentes niveles, subniveles y orbitales energéticos, de forma que esa distribución sea la más estable, es decir, la de menor energía”. Para escribir correctamente una configuración electrónica se deben aplicar las siguientes reglas:

• Principio de edificación progresiva o Principio de Aufbau: los electrones deben acomodarse primero en los orbitales de menor energía, o sea, aquéllos donde la suma de n+1 sea menor, es decir: “cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de menor energía”. Cuando los subniveles tienen el mismo valor de n+1 se llena primero la subcapa n más baja. Para entenderlo mejor se utiliza el siguiente diagrama (regla de diagonales).

En general se sigue el orden de llenado que indican las flechas según la ilustración:

• Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un mismo átomo no pueden tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos iguales. Esto conduce a entender que ningún orbital puede contener más de dos electrones y esos dos electrones no tienen los mismos valores de números cuánticos.

• Regla de Hund o Principio de la Máxima Multiplicidad: establece que el ordenamiento más estable de electrones es aquel donde está el número máximo de electrones desapareado (no están formando pareja); todos ellos tienen el spin en el mismo sentido.


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Considerando las energías relativas de los orbitales de un átomo, el orden de ocupación será el siguiente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

• Para escribir la configuración electrónica debe utilizarse la notación:

Donde:n= Nivel de energía donde se localiza el electrón.l= El subnivel de energía donde se encuentra el electrón.x= El número de electrones de ese subnivel.

El flúor tiene 9 electrones su configuración electrónica, siguiendo las reglas señaladas es:

A esta configuración electrónica se le conoce como configuración algebraica.Existe otra manera de representar la distribución de los electrones conocida como configuración gráfica. Utilizando la notación:

Los símbolos n y l siguen significando nivel y subnivel respectivamente, el orbital con una línea, los electrones se representan con las flechas; indicando cada una un electrón y la orientación de su giro. La configuración gráfica del flúor entonces es:


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Una tercera configuración recibe el nombre de configuración puntual o de Lewis.Para poder saber cómo se hace este tipo de configuración, es necesario primero entender dos conceptos:Nivel de Valencia: Es el nivel de mayor energía que contiene electrones en un átomo.Electrones de valencia: Se denomina así al número de electrones que un átomo tiene en el nivel de valencia.En el caso del flúor el nivel de valencia es el nivel 2 y tiene 7 electrones de valencia.

A la configuración de Lewis también se le llama puntual, debido a que se utilizan puntos para representar, en torno al símbolo del elemento, los electrones de valencia que éste contiene de acuerdo con la siguiente notación general.

X = Símbolo del elemento.s = Representa los puntos que indican cuántos electrones de Valencia tiene el elemento en el orbital “s”.px= Representa los puntos que indican cuántos electrones de Valencia tiene el elemento en el orbital px.py= Representa los puntos que indican cuántos electrones de Valencia tiene el elemento en el orbital py.pz= Representa los puntos que indican cuántos electrones de Valencia tiene el elemento en el orbital pz.Para el ejemplo del flúor entonces su configuración puntual es la siguiente:


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Cierre

Actividad 3

Realiza las configuraciones algebraica, gráfica y puntual para cada elemento.Elemento Configuración

Algebraica Grafica puntual7N13Al18Ar

Representa en un esquema (modelo) el átomo de los elementos N, Al y Ar.

Utilizando como apoyo la tabla periódica, completa la siguiente tabla con la información solicitada:

EvaluaciónActividad 3 Producto: configuración electrónica y modelos Calificación obtenida:

SaberesConceptual Procedimental Actitudinal Explica las reglas para elaborar configuraciones electrónicas.

Desarrolla e interpreta configuraciones electrónicas.Representa modelos atómicos a partir de la configuración electrónica.

Muestra disposición al trabajo metódico y organizado.Obedece las reglas de las configuraciones electrónicas.



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