QC01 - Modelo Atómico

8/18/2019 QC01 - Modelo Atómico

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QUÍMICA COMÚNQC-01

2015

MODELO ATÓMICO


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INTRODUCCIÓN

Desde tiempos remotos el hombre ha tratado de describir el mundo que lo rodea a partir deobservaciones y experimentaciones.

El aire, el agua, la tierra y todo lo que conocemos y utilizamos está formado de materia. Se defineésta como todo lo que ocupa un lugar en el espacio y posee masa cuantificable.

El primer intento de descripción de la materia se remonta a los griegos, Aristóteles propone laexistencia de los “4 elementos” (Agua, Fuego, Tierra y Aire) a partir de los cuales se formabantodas las sustancias conocidas.

En esa misma época otro filósofo griego Demócrito propuso la existencia de una unidadfundamental en la materia, los átomos. Postuló, entre otras cosas , que éstos eran indivisibles eimperturbables y no podían ser creados ni destruidos. En aquel tiempo se concebía que al átomocomo la porción de materia más pequeña, sin embargo nada se conocía respecto de suconformación, composición y estructura.

Debió pasar muchísimo tiempo para comprender la compleja estructura de los átomos y laquímica que permite unirlos formando estructuras macroscópicas. Situando una escala métricaque relacione hoy el tamaño de algunas formas de materia se puede dimensionar una idea no sólo

de lo diminutas que son las partículas que lo conforman, sino del tiempo que tuvo que transcurrirpara desarrollar la tecnología adecuada para su estudio.


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PARTICULAS SUBATÓMICAS

LOS ELECTRONES

En 1879 Williams Crookes observó que en un tubo (de vidrio) en que se había generado vacíopodían producirse descargas eléctricas (rayos) cuando se aplicaban altos voltajes sobre discosmetálicos (electrodos dispuestos en sus extremos) a un gas en su interior. La intensidad de la

luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y la naturaleza del gas dentro del tubo.Los estudios desarrollados en esa época le permitieron concluir a Crookes que estas descargaseléctricas se conformaban de partículas diminutas con masa y gran energía cinética.

Este físico no buscaba desentrañar la composición del átomo, más bien estudiaba la naturaleza dela luz, sin embargo, fue precisamente este experimento el que le permitió comprender que lamateria se componía esencialmente de cargas eléctricas.

Al probar con distintos tipos de gases y probando diversos diseños de tubos de descarga, Crookespudo comprobar lo siguiente:

1. El rayo generado se propagaba en línearecta (había proyección de sombra cuando secolocaban objetos en su trayectoria).

2. Calentaban los objetos con los quecolisionaban (hay transferencia de energía)

3. Las partículas que conformaban el rayopresentaban carga eléctrica negativa (sedesviaban al acercarles un imán)

4. La trayectoria del rayo era desde cátodo (-)a ánodo (+). Por tal motivo las denominó rayocatódico.


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Tiempo más tarde, el físico inglés Joseph John Thomson estudió la naturaleza eléctrica de estosrayos, haciéndolos pasar a través de un campo eléctrico. Observó que el haz de rayos era atraídopor la placa positiva. Para explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos estabanformados por pequeñas partículas con carga eléctrica negativa: LOS ELECTRONES.

A pesar del alcance de su descubrimiento, le fue imposible medir y calcular en forma exacta la

masa y carga eléctrica de estas nuevas partículas. Sus experimentos sólo le permitieronestablecer una relación entre ambas (relación carga/masa).

Valor de la Relación CARGA / MASA:

8e = -1,76·10 C/gm

PROTONES Y NEUTRONES

En 1886 Eugen Goldstein, utilizando un cátodo perforado, descubrió un haz visible que sedesplazaba de polo positivo a negativo, le llamó RAYOS CANALES.

En sus experimentos con gases (en tubos de descarga eléctrica), Goldstein verificó que, ademásdel haz de electrones, se producía una radiación de partículas positivas en dirección opuesta, quelograban atravesar un cátodo previamente perforado.

Investigando la desviación de las partículas positivas con un campo magnético, encontró que lamasa de ellas no era constante, vale decir, diferentes gases generaban partículas positivas demasa distinta (rayos canales). Así, aquellas partículas más livianas de los rayos canalescorrespondían al elemento de masa menor, el hidrógeno. Otro dato muy importante fue que lacarga de los rayos canales era exactamente la misma, en valor absoluto, que la de los rayoscatódicos, a pesar de la enorme diferencia de sus masas (en efecto la masa del protón es casiunas 1840 veces mayor que la del electrón).

A mediados de 1920, el científico inglés Ernest Rutherford observó que la suma de las masas delos electrones y protones en un átomo era bastante menor a su masa total, casi la mitad del valorobservado. Intentando aclarar los resultados obtenidos postuló lo siguiente:

Existe aparentemente una nueva partícula subatómica, el NEUTRÓN .

Esta partícula tiene carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en losexperimentos con tubos de descarga.

La partícula neutra presenta una masa similar a la del protón y se sitúa en el núcleo delátomo.


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En el año 1932 James Chadwick, un connotado físico inglés, detectó esta partícula subatómica enestudios con reacciones nucleares. Las características observadas coincidieron con lasmencionadas por Rutherford, de modo que el nombre neutrón se mantuvo.

Otras definiciones de interés:

CATIÓN: Especie química con carga eléctrica positiva (+). Presenta mayor cantidad deprotones que electrones. Se simbolizan como X+.

ANIÓN: Es una especie química con carga negativa (-). Presenta mayor cantidad deelectrones que protones. Se simboliza como X-.

RESUMEN

ELECTRÓN

•THOMSON: Descubrelos electrones.

•MILLIKAN: Determinasu masa y cargaeléctrica.

•CARGA: -1,6·10-19 C•MASA: 9,11·10-31 Kg•1/1837 u.m.a

PROTÓN

•GOLDSTEIN: Determinasu masa y cargaeléctrica.

•CARGA: +1,6·10-19

C•MASA: 1,67·10-27 Kg

•1 u.m.a

NEUTRÓN

•RUTHERFORD: Postula laexistencia de losneutrones.

•CHADWICK: En el año1932 descubre losneutrones bombardeandopartículas alfa sobreberilio.

•CARGA: 0•MASA: 1,67·10-27 Kg•1 u.m.a


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LOS MODELOS ATÓMICOS

MAPA CONCEPTUAL RESUMIDO

MODELOS ATÓMICOS

PRENUCLEARES

J. DALTON

(Teoríaatómica)

J.J THOMSON

NUCLEARES

E. SCHRÖDINGER

E. RUTHERFORD

N. BOHR

En 1803 propuso laprimera teoría, no esun modelo atómico,sino una descripciónde la materia.

1803

1904

1910

MODELODE ESTADO

ESTACIONARIO

1926

MODELOPLANETARIO

1913

MODELOMECANO-CUÁNTICO

Planteó su modelo a partir de las

observaciones y experimentacionescon tubos de descarga eléctrica(descubrimiento de los rayoscatódicos).

MODELO DEBUDIN DE PASAS


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LA TEORÍA DE DALTON

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

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

Fenómenos como las descargas eléctricas que generaban algunos gases (conductividadeléctrica en el vacío) a baja presión, la Radiactividad , las emisiones de energía, los espectrosde emisión atómicos y las reacciones de descomposición electrolítica de algunas salespusieron en tela de juicio la teoría de Dalton y la composición del átomo.

La mancomunada sucesión de hechos científicos y el enorme trabajo realizado en un período

relativamente corto de tiempo, permitieron comprender entre otras cosas, que la naturalezaíntima de la materia es eléctrica, que el átomo contiene partículas más pequeñas aún, que lacarga eléctrica puede transferirse y que la física de Newton no contenía ecuaciones capaces depredecir el comportamiento de las partículas componentes del átomo.

POSTULADOS

1. La materia estacompuesta de átomos, los

cuales no pueden sercreados ni destruidos.

2. Los átomosde una mismasustancia son

idénticos entresí.

4. Los átomos puedencombinarse en más de unarazon de números enteros

y sencillos.

3. Los átomosse combinan en

razones denúmerosenteros ysencillos.


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MODELO DE THOMSON, Budín de Pasas

Antes de que Joseph John Thomson descubriera los electrones, el átomose consideraba neutro e indivisible. A partir del descubrimiento y estudiode los rayos catódicos, se hizo necesario replantear la naturaleza delátomo siendo Thomson el primer científico en hacerlo.

Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia,Thompson ideó un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación perocarente de sustento físico. El modelo denominado “budín de pasas”,permitía comprender la electroneutralidad de la materia, pues loselectrones se encontraban inmersos y quietos en un espacio mínimocargado positivamente. La comunidad científica al poco tiempo desechóel modelo, ya que, entre otras cosas, no aclaraba el comportamiento delas sustancias con carga eléctrica (iones).

APORTE FALLA

Primer modelo que planteala existencia de electrones

No explicó el enlace químico ni lasinteracciones electrostáticas


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MODELO DE RUTHERFORD, Planetario

Ernest Rutherford (alumno de Thomson) ideó, a principios de 1911, unmodelo atómico más sensato, valiéndose de un experimento muy simple y

de gran precisión. Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizoincidir un haz de partículas alfa ( ), de masa apreciable y carga positiva.

El experimento buscaba demostrar que el átomo se componía de un cúmulode partículas positivas (protones) confinadas en un espacio mínimo (menosdel 1% del volumen total del átomo), todo el resto del espacio era vacío yen él se movían los electrones.

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

Observaciones:

1. Si el átomo se componía de un núcleo positivoextremadamente diminuto, la probabilidad de que el hazde partículas (positivas) colisionara con él era baja.

2. Si, por el contrario, el átomo era una masa homogéneacompacta las partículas colisionarían y no podríanatravesar la lámina.

3.

Una pantalla de sulfuro de cinc fue ubicada detrás de lalámina usada como blanco, con el fin de comprobar si

efectivamente las partículas podían atravesarla.


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Resultado:

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

Efectivamente el núcleo debía ser positivo, pues no sólo contenía los protones, sino quetambién tenía una gran densidad.

Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluyó que:

Rutherford postuló además, que el núcleo debía contener otra partícula, además de los protones,cuya influencia nuclear sólo fuera su masa (y por lo tanto, no debía tener carga eléctrica). En esafecha los físicos opositores a Rutherford le plantearon ciertas inconsistencias respecto a la energíadel electrón y su interacción con el núcleo. En efecto, era imposible pensar que la trayectoria fijaalrededor del núcleo no tuviese relación alguna con su energía ni con la atracción entre cargaseléctricas opuestas.

En otras palabras, el modelo planetario no aclaraba la enorme cantidad de energía gastada por elelectrón en su trayectoria alrededor del núcleo sin costo ni cambio en su órbita circular. Parallegar a la verdad fue necesario modificar mucho más que algunos cálculos teóricos.

Resumen del modelo planetario

•sólo algunas partículas alfa (1%) fueron repelidas cuandochocaron con un blanco sólido (núcleo del átomo).

La masa del átomo seconcentra en el núcleo

•sólo algunas partículas alfa experimentaron desviación alpasar cerca de él, (cargas eléctricas de igual signo serepelen).

El núcleo del átomo es positivo

•Casi la totalidad de las partículas alfa atraviesaron lalámina sin experimentar desviación.La mayor parte del átomo esespacio vacío

•Esta gran desproporción explica la escasa desviación queexperimentaron algunas partículas alfa.

El núcleo es 100.000 vecesmás pequeño que el átomo

•NO interfierieron en el paso de las partículas alfa, tampocofueron atrapados por el núcleo.

Los electrones deben estar encontinuo movimiento

A P O R T E

FUE EL PRIMER MODELO ÁTOMICO QUEPROPUSO LA EXISTENCIA DEL NÚCLEO ENEL ÁTOMO.

DESCRIBIÓ CORRECTAMENTE LAUBICACIÓN DE ELECTRONES Y PROTONESEN EL ÁTOMO F

A L L A NO EXPLICÓ LA INTERACCIÓN

ELECTRÓN-NÚCLEO.

PARA LA FÍSICA CLÁSICA LAATRACCIÓN ENTRE ELECTRÓN YNÚCLEO PROVOCARÍA UN COLAPSODEL ÁTOMO.EL MODELO NO ACLARÓ POR QUÉ ELELECTRÓN NO PIERDE ENERGÍA ALORBITAR ALREDEDOR DEL NÚCLEO


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MODELO DE BOHR, Estacionario

Cuando Niels Bohr propuso su modelo atómico, predominaban dosconcepciones que dividían a la física. Por un lado, la mecánicaclásica concebía al universo como una unión entre materia yradiación y sobre el cual calzaban perfectamente los postulados y

fórmulas de Newton. Mientras que por el otro, la física de Maxwellse alejaba de los conceptos planteados por Newton en fenómenostan discordantes como la energía de la luz y su comportamiento.Se aceptaba la idea de que para objetos de tamaño considerablelos postulados clásicos de Newton eran correctos e indudables, sinembargo aplicada esta física en condiciones extremas (muchatemperatura o tamaño despreciable) los resultados experimentalesno coincidían con lo esperado.

En lo que respecta al comportamiento de la luz la controversia erainsalvable, pues si ésta se componía de partículas con cargaeléctrica, era imposible tratarlas como ondas. En este escenario,en 1900 Max Planck explicó el fenómeno y con ello sentaron lasbases para el nacimiento de la “la física cuántica”.

Según ésta, un cuerpo (un electrón, por ejemplo) puede absorber o emitir energía en formadiscontinua (algo bastante imposible de acuerdo con la mecánica clásica), es por esta razón queno es posible analizarlo bajo la óptica de los postulados Newtonianos. El electrón puede absorberesta energía, en paquetes o cantidades definidas que denominó “cuantos” . Duramente criticadaen su época, hoy se asume con propiedad la veracidad de esta teoría.

Según Niels Bohr:


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

Disposición de los electrones según Bohr

Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n2), así que por tanto,cada nivel energético alberga un número único de electrones como máximo (principioválido hasta el cuarto nivel energético).

Por lo tanto, para:

n = 1 2 · 12 = 2 electrones

n = 2 2 · 22 = 8 electrones

n = 3 2 · 32 = 18 electrones

n = 4 2 · 42 = 32 electrones

APORTE

•Describió la relación entre losespectros de emisión y los niveles deenergía en los que se ubican loselectrones.

•Utilizó la cuantización de la energíacomo concepto fundamental paradescribir la trayectoria y posiciónalrededor del núcleo.

FALLA

•El modelo sólo logró explicar de manerasatisfactoria los átomos hidrogenoides,para aquellos con más de un electrónsólo pudo predecir el número máximopor nivel (2n2). El modelo, además,planteaba que la órbita de los electronesera circular (radio fijo). El modelo deBohr fue el último intento de modelar elátomo usando física clásica.


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MODELO DE SCHRÖDINGER, Mecánico-Cuántico

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Heisenberg complicó aún más los postuladosclásicos estableciendo uno de los dogmas

más intrigantes de la física. Se dio cuentade que para una partícula analizada bajo laperspectiva cuántica, el simple hecho demedir 2 de sus propiedades al mismotiempo conlleva a errores e imprecisiones.

Según el principio (INCERTIDUMBRE),ciertas parejas de variables físicas como laposición y la cantidad de movimiento de unapartícula no pueden calcularsesimultáneamente con un 100% deexactitud, los resultados obtenidos rondanlos valores medios y no exactos.

Erwin Schrödinger Werner Heisenberg

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

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

Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, el físico austríaco ErwinSchrödinger dedujo una ecuación fundamental (la llamada ecuación de onda), que logró descifrarel comportamiento de un electrón alrededor del núcleo atómico.

Según Schrödinger, si la posición de un electrón no es exacta, la posible ubicación se determinacomo una probabilidad. Las soluciones a las ecuaciones de onda se denominaron orbitales

( 2 ). Debemos aclarar, eso sí, que un “orbital” es una función matemática, no un parámetro

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


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Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de númeroscuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible para el átomo. En este modelo,los electrones se ubican a cierta distancia del núcleo (nivel) y giran en regiones de altaprobabilidad (orbitales). Los orbitales son ocupados por electrones llenando primero los de menorenergía y luego el resto. La resolución de este modelo de números cuánticos condujo comoprimera aproximación a la deducción de la configuración electrónica para los átomos.


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EL NÚCLEO ATÓMICO

Fenómenos nucleares y Radiactividad

De acuerdo con los modelos nucleares, casi la totalidad de la masa de un átomo se concentra enun núcleo extraordinariamente diminuto y de gran densidad. Esta aparente contrariedad pudo

comprobarse tiempo después con los experimentos llevados a cabo por Henry Becquerel y queabrieron un nuevo flanco en el estudio del átomo y sus propiedades.

En 1896 Becquerel descubrió que ciertas sales de uranio emitían radiación de forma espontánea.Al experimentar con estas sales se dio cuenta que la intensidad de la radiación emitida nodependía del estado físico de la sustancia. El fenómeno observado se producía gracias a ladesintegración del núcleo, sin embargo el poder de penetración de estas emisiones, su masa,energía y naturaleza era un completo misterio.

En la actualidad se conocen 3 tipos importantes de emisión a considerar en nuestro estudio:

1. Emisión de partículas alfa

2. Emisión de partículas beta3. Emisión de radiación gamma.

Cada una ellas será descrita en detalle más adelante.

CONCEPTOS PRELIMINARES

NÚMERO ATÓMICO (Z)

Corresponde a la cantidad de protones (p+) que hay en el núcleo de un átomo, este númeroidentifica e individualiza a un elemento. Si el átomo es neutro, el número atómico coincide con elnúmero de electrones.

Notación representada: zX: 13Al 8O 92U

NÚMERO DE MASA O NÚMERO MÁSICO (A)

Se define número másico como la cantidad total de partículas presentes en el núcleo de un átomo(nucleones). El número másico es adimensional, no indica la masa de un átomo, sólo el númerode partículas (neutrones y protones), de modo que para calcular la masa de los átomos debeconsiderarse su abundancia en la naturaleza.


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Notación

ISÓTOPOS (=Z y ≠A)

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones. Por lotanto, los isótopos de un elemento deben presentar el mismo número atómico (Z).

Los isótopos de un elemento tienen distinto número másico (A), por lo tanto la masa del núcleotambién es distinta. A pesar de esta diferencia, todos los isótopos de un elemento presentan elmismo comportamiento químico (coinciden en el número de electrones)

Ejemplos:

16 17 188 8 8O ; O ; O

En la tabla periódica, para el átomo de oxígeno se observa un valor no entero de masaatómica, éste debe entenderse como un valor promedio de la abundancia isotópica paracada oxígeno en la naturaleza.

ISOBAROS (=A y ≠Z)

Son átomos de elementos distintos con el mismo número de partículas en el núcleo (igual A).Losisobaros coinciden sólo en el número A, no presentan el mismo comportamiento químico ytampoco tienen la misma cantidad de electrones.

Ejemplos:

125B

; 12

6C

ISOTONOS (=n, ≠Z y ≠A)

Átomos de distintos elementos con igual cantidad de neutrones.

Ejemplos:

2713

Al ;

2814

Si


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IONES Y ÁTOMOS ISOELECTRÓNICOS (= ē)

Iones de diferentes elementos con igual cantidad de electrones.

Ejemplos:

35 -1

17Cl ; 39 +119K

MASA ATÓMICA PROMEDIO

Masa de un átomo considerando el número de isótopos que presenta y el porcentaje deabundancia en la naturaleza.

Un ejemplo:

El Hidrógeno es un elemento que presenta 3 isótopos:

Protio (H-1), Deuterio (H-2) y Tritio (H-3).

Sus abundancias en la naturaleza son las siguientes:

nombre masa/u.m.a% de

abundanciasímbolo

Protio 1,00782503207 99,98851

1H

Deuterio 2,01410177785 0.01152

1H

Tritio 3,01604927767 03

1H

Para calcular el valor de la masa atómica promedio del hidrógeno se utiliza la siguiente formula

Luego la masa atómica promedio del hidrógeno es de: 1,00794075389 u.m.a


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LA RADIACTIVIDAD

Como antes se mencionó, el fenómeno de la Radiactividad data de 1896 y se debe a los trabajosrealizados por el científico francés Antoine Henry Becquerel . La radiactividad es una de lasemisiones de energía más sorprendentes y de mayor utilidad a la fecha. Estudiando un mineral deUranio (pechblenda), Becquerel observó fosforescencia (propiedad de ciertos materiales que les

permite absorber energía y emitirla luego en forma de radiación) sin que el mineral hubiera sidoexpuesto previamente a la luz. Comprobó que el mineral emitía radiación capaz de marcar unaplaca fotográfica. Marie Curie y su esposo Pierre, comenzaron a estudiar el fenómeno ydescubrieron que otros minerales tenían la misma propiedad que la pechblenda. Determinaronque el fenómeno era exclusivo del núcleo de los átomos.

En 1902 Ernest Rutherford demostró que la radiactividad generaba transformaciones espontáneasy de este modo un elemento puede transformarse en otro. En 1903 Marie, Pierre y Becquerelrecibieron el Nobel de Física por el descubrimiento de la radiactividad natural. Finalmente en 1911Marie Curie aisló el Radio y obtuvo su masa atómica, el descubrimiento le significó un segundopremio Nobel.

Cuando un átomo se encuentra inestable en el núcleo, emite radiaciones de forma espontánea.

Muchas veces, también, es estable nuclearmente pero es posible inducir artificialmenteradiactividad bombardeándolo con partículas. Esto se hace regularmente en los reactoresnucleares con átomos livianos que no son radiactivos. En ambos casos, el fenómeno ocurre conliberación de energía y los núcleos hijos generados son siempre más estables que el predecesor.

Algunos ejemplos de emisiones espontáneas y artificiales de energía nuclear:

Transformación del Carbono-14 en Nitrógeno-14, con emisión de partículas beta

14 0 14

-1 76C β + N

Transmutación del Aluminio en Fósforo por colisión con núcleos de Helio

27 4 30 1

13 2 15 0Al + He P + n

En términos generales se dice que un átomo es radiactivo cuando su núcleo es inestable por 3razones:

1. Exceso de masa (núcleos con números atómicos muy grandes o exceso deneutrones)

2. Exceso de carga eléctrica (mayor cantidad de protones que neutrones)3. Exceso de energía (núcleos con exceso de partículas)

En radiactividad se utiliza con frecuencia el término núclido para aquellas especies con unnúmero definido de protones (Z) y neutrones (n), de modo que cada átomo se considera unnúclido. Ahora bien, varios núclidos con el mismo Z se consideran isótopos. El objetivo deintroducir esta nueva clasificación radica en que todos aquellos núclidos que emiten radiaciones sedenominan formalmente radionúclidos. Un radionúclido, entonces, es la forma inestable deun elemento que libera radiación a medida que se descompone y se vuelve más estable. Losradionúclidos se pueden presentar en la naturaleza o producir en el laboratorio.


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EMISIONES RADIACTIVAS

Se conocen comúnmente 3 tipos de emisiones radiactivas, todas acompañadas de liberación deenergía:

Emisión de partículas alfa ( )

Emisión de partículas beta ( )

Emisión de rayos gamma ( )

EMISIÓN ALFA( 4 +22He o α):

Son partículas con carga positiva +2 y 4 unidades de masa atómica. Corresponden a núcleos deHelio y presentan bajo poder de penetración en la materia, pero gran capacidad ionizante.

EMISIÓN BETA ( 0-1e o β)

Son partículas con carga negativa (electrones) que viajan a gran velocidad. Se desvían frente a uncampo electromagnético y son mucho más penetrantes que las radiaciones alfa. Las emisionesbeta provienen del núcleo producto de la desintegración de un neutrón, así que el núcleo que lasemite aumenta en 1 su número atómico (un neutrón se transforma en protón) y mantiene

constante su número de masa.

EMISIÓN GAMMA ( )

Corresponde a radiación electromagnética de alta energía y que no presenta masa. La emisión

gamma tiene lugar cuando un radioelemento existe en 2 formas distintas (isómeros nucleares),ambos con el mismo número atómico y número másico pero con diferente energía. En la emisiónde rayos gamma no hay cambios en el número de protones y neutrones en el núcleo, por lo tanto,no hay cambio en la naturaleza del átomo (transmutación).

234 *

91

234

91Pa Pa+


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RESUMEN CONCEPTUAL

MATERIA

ÁTOMO

MODELOS

ATÓMICOS

PRENUCLEARES

THOMSON

DALTON(Teoría

Atómica)

NUCLEARES

RUTHERFORD

BOHR

SCHRÖDINGER

ESTRUCTURA

ATÓMICA

ORBITALES

ELECTRONES

NÚCLEO

NEUTRONES

PROTONES

Formado por

Se ubican los

Explican fenómenoseléctricos, leyes de losgases y reaccionesquímicas.

Se clasifican en

Se compone de

Compuesta de

Todo lo que ocupa un

lugar en el espacio yposee masa.


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EJERCITACIÓN

Pregunta Oficial PSU

Cuando un átomo de sodio de convierte en catión,

A) cede un electrón.B) capta un electrón.C) capta un protón.D) capta un protón y un electrón.E) capta un protón y cede un electrón.

RESOLUCIÓN

Un átomo está formado, fundamentalmente, por tres partículas: protones, electrones y neutrones.Tanto los protones como los neutrones se encuentran en el núcleo, mientras que los electronesgiran alrededor de éste. Si el átomo ganara o perdiera protones, como aparece en las opciones

C), D) y E), estaríamos frente a una reacción nuclear con transmutación de elementos, y enningún caso ante la formación de un catión.

Un ion es una especie cargada que se produce por ganancia o pérdida de electrones, sin cambioen la cantidad de protones del núcleo. Si el número de protones y electrones es el mismo, se tratade un átomo neutro.

Si se ha formado un ion positivo (catión), significa que el átomo ha cedido uno o más electrones.Por el contrario, si el átomo ha capturado electrones, se transforma en un ion negativo o anión.

De acuerdo a lo anterior, la opción correcta es la A), ya que un catión se forma por la pérdida deelectrones.

Ejemplo en la pregunta: (formación del catión sodio con pérdida de 1 electrón)

+1Na Na +1e


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Pregunta Oficial PSU

Un átomo de carbono neutro con 6 protones y 8 neutrones tiene

NúmeroAtómico

NúmeroMásico

Número deelectrones

A) 6 8 6B) 6 14 6C) 6 14 8D) 8 6 14E) 14 8 6

RESOLUCIÓN

Conceptos involucrados: número atómico (Z), número másico (A). Para la resolución se debecomprender la relación de Z y A con el número de protones, neutrones y electrones en un átomoneutro.

Si el átomo tiene 6 protones y 8 neutrones se concluye que su número atómico es 6 y su númeromásico es 14. Por otro lado, si el átomo es neutro, el número de protones coincide con el deelectrones, luego el carbono tendrá 6 electrones.

La respuesta correcta es B.


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TEST EVALUACIÓN

1. A la luz de los conocimientos actuales respecto de los átomos, ¿cuál de las siguientes

afirmaciones es incorrecta?

A) El protón tiene carga eléctrica positivaB) El neutrón es una partícula subatómicaC) El átomo es una estructura indivisibleD) Todos los átomos presentan un núcleo con carga eléctrica positivaE) La masa del electrón comparada con la del protón es despreciable

2. Respecto de los rayos catódicos es correcto afirmar que

I) se propagan en línea recta.II) poseen masa y energía cinética.III) en un tubo de descarga se dirigen de cátodo a ánodo.

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

3. Respecto de las especies químicas denominadas Cationes, es cierto que

A) no presentan masa ni energía cinética.B) en un campo eléctrico viajan al polo positivo.C) presentan mayor número de protones que de electrones.D) son átomos o especies químicas con un exceso de electrones.E) son radiaciones electromagnéticas sin carga eléctrica ni masa calculada.


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4. En el siguiente modelo atómico, se verifica correctamente que

6+

6n

A) en el primer nivel de energía hay 4 electrones.B) hay 2 orbitales en el nivel de energía interno.C) el número de protones es superior al de electrones.D) las 6 partículas externas orbitan en forma circular.E) el átomo es eléctricamente neutro.

5. Para una especie química aniónica, siempre debe cumplirse que

A) Nº electrones > Nº protones.B) Nº neutrones < Nº electrones.C) Nº protones > Nº neutrones.D) Nº electrones < Nº protones.E) Nº electrones = Nº protones.

6. Cuando 1 electrón pasa del nivel n=3 al nivel n=2, debe ocurrir

I) aumento en su masa.II) emisión de energía.III) pérdida de carga eléctrica.

De las anteriores es (son) correcta(s)

A) solo I.B) solo II.

C) solo I y II.D) solo I y III.E) I, II y III.


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7. Si la relación entre el número de neutrones y protones (n/p) para un elemento químico es 1 yla suma entre ambas partículas es 14, puede afirmarse correctamente que el (la)

A) número de partículas en el núcleo es 21.B) elemento presenta más electrones que protones.C) cantidad de neutrones es superior a la de protones.D) elemento presenta en total 7 electrones.

E) suma de protones y electrones es 21.

8. Si un átomo presenta 8 protones, 8 neutrones y 8 electrones, entonces se puede afirmarcorrectamente que

I) su núcleo es inestable y el átomo es radiactivo.II) los 8 electrones se encuentran a igual distancia del núcleo.III) hay 16 partículas en el núcleo y 8 electrones fuera de él.

A) Solo I.

B) Solo III.C) Solo I y II.D) Solo I y III.E) I, II y III.

9. Para que un átomo se considere eléctricamente neutro debe cumplirse que

A) no debe presentar neutrones.B) el número de protones debe ser par.C) electrones y protones se deben ubicar en el núcleo.D) la cantidad de protones y neutrones debe ser la misma.E) el número de electrones y protones debe ser el mismo.

10. De acuerdo con el modelo atómico planteado por Niels Bohr, si un átomo (en estado basal)posee 12 electrones, entonces

I) presenta en total 12 protones en el núcleo.II) debe presentar 3 niveles de energía con electrones.III) el primer y último nivel de energía contienen 2 electrones.

De las anteriores es (son) correcta(s)

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


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11. De acuerdo con los postulados de Niels Bohr, en los 2 primeros niveles de energía de unátomo, ¿cuántos electrones se pueden ubicar?

A) 2B) 8C) 10D) 18

E) 32

12. ¿Cuál de las siguientes emisiones posee mayor masa?

A) FotónB) Rayos XC) Partícula betaD) Partícula alfaE) Radiación gamma

13. De acuerdo con la siguiente reacción nuclear, la partícula X tiene

8 1

4 0

2

1Be + n H+X

A) 7 protones.B) 4 neutrones.C) 8 protones.D) 7 electrones.

E) número másico igual a 10.

14. 2 átomos con el igual valor de A y distinto valor de Z se consideran entre sí

A) isobaros.B) isótopos.C) isótonos.D) isómeros.E) isoelectrónicos.


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15. Respecto de los siguientes átomos, es incorrecto afirmar que

14 15

7 8X Y

I) se consideran isótonos entre sí.II) tienen igual comportamiento químico.III) presentan la misma cantidad de partículas en el núcleo.

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

DMQ-QC01

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QC01 - Modelo Atómico