adaptación unidad 2. el átomo

Adaptación unidad 2. El átomo

Física y Química 3º. ESO Material fotocopiable autorizado.

Unidad 2. El átomo

1. Estructura interna del átomo: modelos atómicos Para poder interpretar la realidad que nos rodea cuando no es posible, por ejemplo en el caso de los átomos, construimos modelos. Los científicos que han estudiado la estructura del átomo han realizado numerosos experimentos para poder confeccionar uno de esos modelos. Con el paso de los años se ha mejorado esa visión del átomo, por lo que hablamos de modelos atómicos, que pueden dividirse en prenucleares y nucleares. En los primeros no se conocía el núcleo atómico, mientras que en los segundos ya se incluye este concepto. 2. Modelos prenucleares 2.1. Teoría atómica de Dalton Fue el físico ingles John Dalton entre 1808 y 1810 quien realizó la primera síntesis importante sobre el átomo. Podemos resumirla en los siguientes puntos:

• La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos. • Las sustancias que tienen átomos iguales son elementos. • Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas

propiedades químicas. • Los compuestos se forman mediante la union de cantidades fijas de átomos de

distintos elementos. • Los átomos compuestos de un compuesto son iguales entre sí. Los éxitos de esta teoría fueron que justifica por qué las sustancias se combinan entre sí solo en ciertas proporciones definidas, explica cómo es posible que haya una cantidad enorme de sustancia con solo unos pocos constituyentes y explica las leyes químicas de la época. Sin embargo, falla porque considera los átomos como indivisibles y no explica fenómenos importantes como el de la electricidad. 2.2. Modelo atómico de Thomson Thomson descubrió a finales del siglo XIX que la electricidad está relacionada con la materia constituyente de las sustancias. Esto se demuestra por: • La electrización de la materia. • La descomposición de algunos compuestos al paso de corriente eléctrica

(electrolisis del agua). • Las descargas eléctricas producidas en gases a baja presión sometidos a grandes

potenciales eléctricos. Con su experimento del tubo de rayos catódicos, Thomson descubrió el electrón en 1897. Desde ese momento el átomo deja de considerarse indivisible. Desarrolló su modelo atómico en base a ese descubrimiento y se puede resumir en dos puntos: en el átomo hay partículas con carga eléctrica llamadas electrones y el resto del átomo es una esfera sólida de carga positiva, pues el conjunto es neutro.



Modelo atómico de Thomson. El modelo de Thomson explica el mecanismo por el que se forman iones: un ion es un átomo no neutro, es decir, con carga eléctrica. Cuando un átomo gana electrones queda con un exceso de carga negativa, por lo que constituye un anión. Si el átomo pierde electrones habrá exceso de carga positiva y se formará un catión. 2.3. Descubrimiento del electrón Thomson realizó varios experimentos para estudiar la conductividad de los gases. Su montaje consistió en un tubo cerrado de vidrio en el que se hizo el vacío y se introdujo una pequeña cantidad de gas a baja presión. Dentro colocó dos placas metálicas (electrodos).

Al aplicar un alto voltaje, el gas producía fluorescencia en la pared opuesta al electrodo negativo, el cátodo. Así dedujo Thomson que se emitían partículas desde el cátodo, a las que llamó rayos catódicos. Las conclusiones fueron:

• Los rayos catódicos tienen masa.

• Los rayos catódicos tienen carga negativa.

ACTIVIDADES 1. ¿En qué se diferencian los modelos nucleares de los prenucleares?

2. ¿Por qué el experimento de Thomson fue tan importante?



3. Indica si estas afirmaciones son verdaderas o falsas:

V F

a) La formación de iones se explica con la teoría de Dalton. b) Un catión es un átomo que ha ganado electrones. c) Un anión es un ion con carga negativa. d) El átomo es indivisible.

4. Lee y completa el texto con las siguientes palabras: ondas, elemento, rayos catódicos, moléculas, corpuscular, tubo de descarga, portadores, hipótesis.

La escuela alemana consideraba que los _____________ eran _____________ similares a las luminosas, mientras que los científicos ingleses se decantaban por una explicación _____________ (hechos de partículas). En este contexto los experimentos de Joseph John Thomson fueron determinantes:

• En 1894 informó de que la velocidad de los rayos catódicos era muy inferior a la de la luz, lo que ponía a la _____________ ondulatoria en una difícil situación. La luz es una onda electromagnética. Si los rayos catódicos fueran una onda electromagnética, irían a la velocidad de la luz y se comprobó que no era así.

• En 1897, en una conferencia dada en la Royal Society, Thomson enunciaba las dos hipótesis básicas que sustentaban sus investigaciones: - El tamaño de los _____________ tiene que ser pequeño en comparación con

el de los átomos o las _____________. - Los portadores son los mismos, cualquiera que sea el gas utilizado en el

_____________. Según J.J. Thomson los rayos catódicos estaban formados por “pequeños portadores”, dando la razón a los defensores de la naturaleza corpuscular de los mismos: “La suposición de que exista un estado de la materia más finamente subdividido que los átomos de un _____________ es una hipótesis sorprendente”.

Adaptado de: http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Videos/RayosCatodicos/

5. Según el texto de la actividad anterior, ¿de qué estaban hechos los rayos catódicos? ¿Quién estaba de acuerdo con la teoría de Thomson? ¿Qué eran para Thomson los “portadores”?



3. Modelos nucleares Una vez descubierto el electrón, el objetivo era “mirar” dentro del átomo para saber cómo era. Ya que a simple vista no podemos hacerlo, se pensó en otros métodos. 3.1. Modelo de Rutherford Ernest Rutherford diseñó un experimento que consistía en bombardear el átomo con proyectiles más pequeños que el propio átomo, partículas alfa. Realizó en 1911 el experimento de la lámina de oro. Tomó como blanco una delgada lámina de oro y delante de ella colocó uranio (emisor de partículas alfa) rodeado de plomo excepto por un orificio por donde salía u haz de esas partículas. Alrededor de la lámina colocó una placa fosforescente que centelleaba cuando una partícula chocaba contra ella. Observó que la mayoría de las partículas alfa pasaban sin desviarse, algunas desviaban algo su trayectoria y muy, muy pocas rebotaban hacia atrás.

El experimento de la lámina de oro. Las conclusiones se resumen en: • Gran parte del átomo está vacío. • Las partículas positivas y negativas del átomo están separadas. • El átomo puede considerarse formado por núcleo y corteza. El núcleo es muy

pequeño y contiene casi toda la masa. • En el núcleo se encuentran las partículas positivas (protones) y otras partículas

sin carga (neutrones). • La corteza es la parte externa del átomo y en ella se encuentran los electrones. • El número de protones y de electrones debe ser el mismo, puesto que el átomo es

neutro. 3.2. Modelo de Bohr El modelo de Bohr pretendía solucionar el principal inconveniente del modelo de Rutherford: al ser el electrón una carga eléctrica debería perder energía por radiación y caería hacia el núcleo. Un espectro es la luz recogida en una pantalla o placa por cualquier método. A principios del siglo XX se había experimentado con la luz emitida por algunos gases al ser calentados. Se descubrió que los espectros de emisión de los átomos no son continuos, sino discretos. Bohr descubrió la razón: los electrones dentro de la corteza no están en un lugar arbitrario, sino que ocupan determinados lugares estables en los que no emiten energía. Así, las órbitas electrónicas son las trayctorias seguidas por los electrones alrededor del núcleo en las que tienen una energía concreta. Sin embargo, los electrones pueden ir de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía.



De esta forma, Bohr explicó por qué los espectros atómicos no son continuos. Sin embargo, no explicó cómo es el átomo en el espacio tridimensional. 3.3. Modelo de orbitales Tras el modelo de Bohr y otros descubrimientos los científicos entendieron que la energía está cuantizada, es decir, no se transmite de forma continua sino discreta. El físico Erwin Schrödinger propuso en 1927 la ecuación ondulatoria del electrón (ecuación de Schrödinger). Con ella podemos conocer la situación del electrón en el interior del átomo en tanto que los electrones no describen órbitas predecibles. Sin embargo, podemos conocer una zona del espacio en la que hay una alta probabilidad de encontrar al electrón llamada orbital. Los orbitales toman formas dependiendo de sus distintos niveles de energía. Cada orbital se llena por un máximo de electrones:

Los orbitales son regiones en torno al núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy elevada.

El modelo de orbitales constituye el modelo atómico actual y forma parte de la denominada mecánica cuántica.



ACTIVIDADES 6. Según Rutherford, ¿cómo era el átomo por dentro? Dibuja un esquema explicativo.

7. Elige la opción correcta en cada caso para estas frases sobre el experimento de la

lámina de oro. a) Las partículas negativas y positivas están separadas/juntas en el átomo. b) El núcleo es muy pequeño/grande y contiene casi toda la masa. c) El núcleo está formado por protones/electrones y otras partículas sin carga,

neutrones. d) La corteza es la parte externa del átomo, y ahí están los protones/electrones

dando vueltas alrededor del núcleo. e) El número de protones/neutrones y de electrones debe ser el mismo, porque el

átomo es eléctricamente neutro.

8. Completa esta tabla con las diferencias y las semejanzas entre el modelo de Rutherford y el de Bohr:

Diferencias/Semejanzas

Modelo atómico Órbitas Electrón

Rutherford

Bohr

9. Une cada modelo con su descripción.

a) Modelo atómico

de Dalton 1. Los electrones se sitúan en órbitas electrónicas alrededor del núcleo.

b) Modelo atómico de Thomson

2. El átomo consiste en un pequeño núcleo de partículas de carga positiva alrededor del cual orbitan electrones de carga negativa como los satélites de un planeta.

c) Modelo atómico de Rutherford

3. Todos los elementos se componen de átomos indivisibles; los átomos de cada elemento son idénticos, pero distintos de los de los demás elementos…

d) Modelo atómico de Bohr

4. Los electrones de carga negativa se sitúan al azar sobre la superficie de una esfera de carga positiva que contiene la mayor parte de la masa del átomo.

10. ¿Cuál es el modelo atómico actual? ¿En qué se diferencia de los anteriores?



4. Átomos y elementos Un átomo es el conjunto formado, como mínimo, por un protón y un electrón. Un elemento se diferencia de otro por el número de protones que contengan sus átomos.

4.1. El número atómico y el número másico El número atómico (Z) de un átomo es el número de protones que tiene su núcleo. Un elemento es aquella sustancia compuesta por átomos con igual número atómico. En los átomos neutros, es decir, que no han perdido ni ganado electrones, el número atómico coincide con el número de electrones. El número másico (A) de un átomo es la suma del número de neutrones y protones que contiene su núcleo. Conocidos el número másico y el atómico es fácil calcular el número de neutrones (N):

Los científicos presentan esta información de esta manera:

Para representar los iones usamos un superíndice a la derecha indicando el número y signo de la carga del ion. Por ejemplo: Fe3+ o Cl-. En el primer caso, el átomo de hierro ha perdido tres electrones y en el segundo caso el cloro ha captado un electrón. 4.2. Isótopos Es común encontrar elementos en la naturaleza que tienen átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones. Es el caso del Cl-35 y del Cl-37. El número atómico del cloro es Z=17 (un átomo de cloro neutro tiene 17 protones y 17 electrones). El número de neutrones puede variar. Se llaman isótopos a los átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número másico.



La masa atómica Puesto que las masas de los átomos son muy pequeñas, es neceario usar una unidad nueva en base a una referencia, la del isótopo C-12. La unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del C-12. La equivalencia de la masa atómica en el SI es:

1 u = 1,66 · 10-27 kg La masa atómica de un elemento es el número de veces que un átomo de ese elemento contiene la unidad de masa atómica.

ACTIVIDADES 11. Busca en Internet la información que necesites para contestar a estas preguntas:

a) ¿Quién era Marie Curie? b) ¿Cuáles fueron sus principales descubrimientos? c) ¿Recibió algún reconocimiento por sus investigaciones? d) ¿De qué murió?

12. Completa esta tabla:

Nombre Símbolo A Z N

1123Na

612C

Zn6530

Ne2010

Mg2412

13. El litio (Li) se encuentra en la naturaleza en dos isótopos: Li-6 y Li-7. ¿Cuántos neutrones tiene cada isótopo, si Z=3 en el litio? Dibuja el átomo de cada isótopo.

14. Identifica la carga de estos iones. Indica si son aniones o cationes y de qué elementos proceden:

Ca2+ Cl- Fe2+ S2- O2-

K+ Cu2+ Pb4+ N3- Si4-



15. Encuentra en la sopa de letras conceptos relacionados con lo que has estudiado en la unidad.

A U O D A X D J T S

N E U T R O N I E A

K L R L G R U M V I

B E T N U R C E R S

A M Ñ E S O L A I O

V E M O R R E R A T

O N C U A T O M O O

M T N N A T E R E P

R O R B I T A Ñ O O

C T N T E R R C O U



SOLUCIONARIO 1. Los modelos prenucleares se desarrollaron antes de conocer la existencia del núcleo atómico.

2. Thomson descubrió la existencia de los electrones, lo que demostró que el átomo es divisible. 3.

V F

a) La formación de iones se explica con la teoría de Dalton. X

b) Un catión es un átomo que ha ganado electrones. X

c) Un anión es un ion con carga negativa. X

d) El átomo es indivisible. X

4. La escuela alemana consideraba que los rayos catódicos eran ondas similares a las luminosas, mientras que los científicos ingleses se decantaban por una explicación corpuscular (hechos de partículas). En este contexto los experimentos de Joseph John Thomson fueron determinantes:

• En 1894 informó de que la velocidad de los rayos catódicos era muy inferior a la de la luz, lo que ponía a la hipótesis ondulatoria en una difícil situación. La luz es una onda electromagnética. Si los rayos catódicos fueran una onda electromagnética, irían a la velocidad de la luz y se comprobó que no era así.

• En 1897, en una conferencia dada en la Royal Society, Thomson enunciaba las dos hipótesis básicas que sustentaban sus investigaciones: - El tamaño de los portadores tiene que ser pequeño en comparación con el de

los átomos o las moléculas. - Los portadores son los mismos, cualquiera que sea el gas utilizado en el tubo

de descarga. Según J.J. Thomson los rayos catódicos estaban formados por “pequeños portadores”, dando la razón a los defensores de la naturaleza corpuscular de los mismos: “La suposición de que exista un estado de la materia más finamente subdividido que los átomos de un elemento es una hipótesis sorprendente”.

5. Según el texto, los rayos catódicos estaban hechos de ondas similares a los rayos. Los científicos ingleses estaban de acuerdo con la teoría de Thomson. Para él, los portadores son los electrones.

6. Según Rutherford, el interior del átomo está casi vacío, las partículas negativas y las positivas están separadas, y el átomo está compuesto por nucleo (muy pequeño) y corteza (que contiene los electrones).



7. a) Las partículas negativas y positivas están separadas en el átomo. b) El núcleo es muy pequeño y contiene casi toda la masa. c) El núcleo está formado por protones y otras partículas sin carga, neutrones. d) La corteza es la parte externa del átomo, y ahí están los electrones dando

vueltas alrededor del núcleo. e) El número de protones y de electrones debe ser el mismo, porque el átomo es

eléctricamente neutro.

8.

Diferencias/Semejanzas

Modelo atómico Órbitas Electrón

Rutherford La corteza es la parte exterior del átomo y contiene los electrones.

Tienen carga eléctrica. Deberían perder energía debido a la radiación.

Bohr Las órbitas electrónicas son el camino que sigue el electrón alrededor del núcleo de un átomo.

Los electrones de la corteza ocupan órbitas específicas en las que no emiten energía.

9. a) 3. b) 4.

c) 1. d) 2.

10. El modelo actual es el de orbitales. Con él podemos aplicar la ecuación ondulatoria, según la cuál podemos conocer la situación del electrón en el interior del átomo.

11. a) Marie Curie fue una científica polaca. b) Descubrió la radioactividad y sus usos en el ámbito médico. c) Fue la primera persona en recibir dos premios Nobel. d) Murió a causa de la radiación a la que se expuso durante su trabajo.

12.

Nombre Símbolo A Z N

Sodio 1123Na 23 11 12

Carbón 612C 12 6 6

Zinc Zn6530 65 30 35

Neón Ne2010 20 10 10

Magnesio Mg2412 24 12 12



13. • Li-6; N=3

• Li-7; N=4

14.

Carga Iones Elemento Ca2+ 2+ Catión Calcio Cl- 1- Anión Cloro

Fe2+ 2+ Catión Hierro S2- 2- Anión Azufre O2- 2- Anión Oxígeno K+ 1+ Catión Potasio

Cu2+ 2+ Catión Cobre Pb4+ 4+ Catión Plomo N3- 3- Anión Nitrógeno Si4- 4- Anión Silicona

15.

A U O D A X D J T S

N E U T R O N I E A

K L R L G R U M V I

B E T N U R C E R S

A M Ñ E S O L A I O

V E M O R R E R A T

O N C U A T O M O O

M T N N A T E R E P

R O R B I T A Ñ O O

C T N T E R R C O U

adaptación unidad 2. el átomo

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