Liceo de AplicaciónQuímica 1º medio 2012

Guía Nº1: Modelos Atómicos

Objetivos: conocer las teorías atómicas y comprender los diversos experimentos que dieron origen a los modelos atómicos.

La teoría atómica trata de determinar cuál es la constitución fundamental de la materia. Su evolución ha sido el fruto de la interpretación de variados hechos empíricos que se han ido relacionando unos con otros y que permiten establecer un modelo lógico que otorga una explicación al comportamiento de la materia.

Orígenes de la Teoría AtómicaLos filósofos griegos pensaban sobre la pregunta: ¿es posible dividir infinitamente la materia en pedazos cada vez más pequeños, o hay un punto en que ya no se puede dividir más? La mayoría de esos filósofos, incluidos Aristóteles creían que la materia era infinitamente divisible. Sin embargo, Demócrito argumentaba que la materia se compone de pequeñas partículas indivisibles a las que llamó átomos.

Por lo tanto las primeras teorías atómicas, remontan al siglo V a.C. Cuando Leucipo y Demócrito, sugerían que el Universo (así como toda la materia) estaba formada por partículas indivisibles, a las que llamaron átomos (a: sin; tomos: división). Demócrito creía que estas partículas se hallaban en constante movimiento, que podían unirse entre sí en combinaciones estables. Propuso que: “Las diversas sustancias resultan de los diversos tamaños, formas y arreglos de estos átomos”.

La idea errónea de que la materia se podía dividir infinitamente contó con una amplia aceptación hasta principios del siglo XIX. Durante este largo periodo los científicos acumularon continuamente información sobre la forma en que las sustancias reaccionan entre sí. Conforme es estos científicos fueron descubriendo patrones de reactividad que al parecer eran incompatibles con la idea de la divisibilidad de la materia, el concepto de átomo de Demócrito y Leucipo volvió a emerger.

Teoría atómica de DaltonEn 1808, de acuerdo a Leucipo y Demócrito y, en base a evidencias científicas de: Lavoisier y, Proust y observaciones propias, el inglés John Dalton propuso los postulados de su Teoría atómica:

1. Toda la Materia está formada por átomos.2. Los átomos son partículas indivisibles e invisibles.3. Los átomos de un elemento son iguales entre sí. (Es decir presentan igual masa e iguales

propiedades)4. Los cambios químicos corresponden a una reordenación, combinación o separación de

átomos.5. Los átomos que forman los compuestos son de dos o más clases diferentes. Los compuestos son el resultado de la combinación o, asociación de átomos y estas asociaciones de átomos pueden volver a separarse. Los átomos al combinarse o al volver a separarse no pierden su identidad, es decir no experimentan transformaciones.6. Los átomos que forman los compuestos están en una relación de números enteros y sencillos. Por ejemplo Si una sustancia formada por átomos de A, reacciona con otra sustancia, formada por átomos de B, puede hacerlo en las siguientes combinaciones:1 átomo de A se asocia con 1 átomo de B para formar AB ○●1 átomo de A se asocia con 2 átomos de B para formar AB2 ○●●2 átomos de A se asocian con 1 átomo de B para formar A2B ○○●2 átomos de A se asocian con 3 átomos de B para formar A2B2 ○○●●●

Las experiencias de Lavoisier, Proust y Dalton, se conocen como las leyes clásicas de la química:

Tubo de Rayos Catódicos

En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, estableció la Ley de la Conservación de la Masa. En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas.

En 1801 el francés Joseph Proust establece la Ley de la Composición Definida o Constante. Esta ley, dice que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas. O expresada de otra manera, cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas:

Hasta entonces se había creído que los átomos eran partículas indivisibles, pero en realidad, pronto surgieron muchas interrogantes que hicieron pensar que la estructura atómica no podía ser tan sencilla como suponía la teoría de Dalton.

Descubrimiento de la estructura atómica

Hacia 1850 los científicos habían comenzado a acumular datos que sugerían que el átomo se compone de piezas todavía más pequeñas llamadas partículas subatómicas.Los científicos descubrieron que la estructura del átomo está relacionada de alguna manera con la carga eléctrica. De hecho, debemos saber que sólo hay dos tipos de cargas eléctricas, positivas (+) y negativas (-). Demás, debemos recordar siempre una regla que rige a estas cargas: cargas iguales se repelen; cargas distintas se atraen.

Descubrimiento de las cargas negativas

Los científicos de la época se preocuparon de estudiar la conductividad eléctrica en el vacío, y es así como el físico inglés William Crookes en 1875 observó que en los tubos en que se había generado vacío se generaban descargas eléctricas al aplicarse altos voltajes sobre discos metálicos (electrodos). La intensidad de la luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y la naturaleza del gas dentro del tubo.

Al estudiar estos fenómenos Crookes determinó que:1. Los rayos luminosos observados, se propagaban en línea recta, ya que al colocar un objeto un obstáculo en su trayectoria, se produce sombra (comportamiento similar a la luz).2. El sentido de su trayectoria es del cátodo (placa negativa) al ánodo (placa positiva), debido a esto se les denominó RAYOS CATÓDICOS.3. Al chocar con un cuerpo, lo calienta y hace girar un molinete si es situado en su trayectoria, es decir, estos rayos están formados por partículas (poseen masa) que tienen energía cinética y la pueden transmitir.4. Las partículas que forman los rayos catódicos poseen carga eléctrica negativa, ya que se desvían al acercarle un imán, de igual forma a como se desviaría una carga eléctrica de signo negativo.

Un poco más tarde, en 1897, Joseph John Thomson, científico inglés, estudió la naturaleza eléctrica de estos rayos, haciendo pasar un haz de rayos catódicos a través de un campo eléctrico, y demostró que estos rayos se desviaban hacia el polo positivo del campo eléctrico por lo que confirmó que poseían carga negativa. Así propuso la existencia de las partículas negativas, dándoles el nombre de ELECTRONES.

Thomson además midió los campos eléctricos y magnéticos necesarios para producir una cierta desviación y por lo tanto logró determinar la relación existente entre la carga y la masa del electrón.

Relación carga/masa del electróne/m = - 1,76x108 C/g C=Coulomb unidad de carga eléctrica en el sistema SI.

Posteriormente R.A. Millikan logró con el experimento de la gota de aceite determinar entre los años 1907 y 1017 la carga del electrón que resultó ser igual a -1,6x10-19 Coulomb.Como ya se conocía la razón entre la carga/masa se pudo calcular la masa del electrón, la cual corresponde a 9,10x10-28 gramos.

Ambos trabajos permitieron determinar la masa del electrón:Masa del Electrón = Carga = -1,6x10 -19 C = 9,09x10-28 g Carga/masa -1,76x108 C/g

PROTONESEn 1886, Eugene Goldstein observó que al trabajar con un tubo de descarga de cátodo perforado, en dirección opuesta a los rayos Catódicos, se desprendía una radiación. Estos rayos se denominaron Rayos Canales y resultaron ser partículas con carga positiva producto del choque de los rayos catódicos con los átomos de los gases residuales en el tubo.Al utilizar Hidrógeno de gas residual, se logró determinar la relación carga/masa para el protón 9,58x104 C/g, de lo cual se desprende que la masa del protón es 1,67x1024 g.

DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTICULAS RADIOACTIVASLas reacciones químicas en general implican cambios en la estructura electrónica externa de los átomos o moléculas. Por otra parte, los núcleos atómicos cambian de posición uno respecto a otro, pero no cambia estructura interna. También hay reacciones químicas en que los componentes de los núcleos participan en algunas transformaciones en los cuales los productos finales no contienen los mismos elementos en los núcleos reactivos. Estos cambios se estudian en el área de la denominada Química Nuclear.En 1896 el fisicoquímico; Antoine Henry Bequerel, científico francés, mientras estudiaba las propiedades de algunos minerales, entre ellos sales de uranio encontró que emitían cierta radiación con mayor poder de penetración que los rayos X, los cuales velaban una placa fotográfica aun cuando estuvieran cubiertas y a oscuras.En un comienzo, Becquerel pensó que las sales de uranio eran fosforescentes, es decir, que después de ser expuestas a los rayos solares, emitían los rayos que acababa de descubrir Roentgen. Para verificar esta hipótesis, mantuvo en la oscuridad, durante varios meses, las sales de uranio y comprobó que no había disminuido la capacidad de éstas de ennegrecer las emulsiones fotográficas.De esto dedujo que la radiación emitida por las sales de uranio no era debida a un fenómeno de fosforescencia y que no dependía en absoluto de excitaciones previas. Observó también que el aire que rodea a las sales se

hacía más conductor, como lo mostraba el hecho de que un electroscopio próximo a las sales se descargase.En el año 1898, G. C. Schmidt y M. Curie, independientemente, encontraron que el Torio emitía radiaciones del mismo tipo que el uranio. En Julio del mismo año Marie y Pierre Curie, pudieron aislar de una tonelada de pechblenda (contiene 80% de óxido de uranio U3O8) un gramo de un nuevo elemento que era más radiactivo que el uranio, al cual bautizaron con el nombre de Polonio. Seis meses más tarde el matrimonio Curie descubrió otro elemento radioactivo hasta entonces desconocido que era 300 000 veces más radioactivo que el Uranio, al cual llamaron Radio.

Actualmente se conocen unos treinta elementos radiactivos y todos ellos tienen su origen o en el uranio o en el torio. Pero ¿y qué son las radiaciones emitidas por estas sustancias radiactivas que implican el cambio espontáneo de átomos de esas sustancias en otros átomos?

Ernest Rutherford logró identificar y separar este tipo de radiaciones, mostró que aplicando un campo eléctrico intenso, perpendicularmente a la dirección de la emisión, la radiación podía ser desviada, y que una componente de la radiación total era muy penetrante y no se la podía desviar ni con campos eléctricos o magnéticos de gran intensidad. A esta componente se la llamó "radiación y, demostrándose que ésta es radiación electromagnética de muy alta frecuencia. Los rayos desviados corresponden a partículas y , y se

demuestra que éstas son de naturaleza eléctrica.

NATURALEZA DE LAS PARTICULAS RADIOACTIVAS

Partículas alfa (): Corriente de partículas cargadas positivamente y que llevan una carga +2 y una masa de 4. Son núcleos de Helio (4

2He+2). Se mueven a una velocidad de 20 000 (m/s) Presenta una penetración en los tejidos de 0,01 cm. Pueden ser detenidas por una hoja de papel. Poseen gran poder ionizante.

Partículas beta (): Corriente de partículas cargadas negativamente que tiene todas las propiedades de los electrones de alta energía.Se mueven a velocidades cercanas a la luz. Penetran hasta 1cm, atraviesan una hoja de papel pero son detenidos por una lámina de aluminio de 1cm. Su poder ionizante es 1000 veces menor que las partículas alfa.

Partículas gamma (): Es radiación electromagnética de muy alta energía (longitud de onda de 0,005 a 1 Aº), mayor que la de los rayos X. Como se trata de energía no posee ni carga ni masa. Penetración hasta 100 cm, atraviesan el cuerpo humano pero son detenidos por una lámina de plomo de 5 cm.La Radioactividad presenta una serie de características muy particulares como:

1. La emisión de las radiaciones es independiente del hecho de encontrarse el elemento radioactivo en libertad como sustancia simple, o formar parte de un compuesto químico.

2. La radiación es independiente de los factores que producen y aceleran otras reacciones químicas como el calor, luz, presión, catalizadores, etc)

3. Las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos, además de impresionar placas fotográficas y de atravesar capas de materiales opacos, tienen la propiedad de ionizar gases, excitare la fluorescencia y producir reacciones químicas.

Modelos atómicos

Modelo Atómico de Thomson

A partir de las observaciones realizadas por J.J.Thomson al tubo de rayos catódicos, nace una interrogante: …La materia en estado normal es neutra, es decir no posee carga eléctrica, pero se conocen en ella partículas cargadas negativamente… ¿Entonces como se mantiene la neutralidad de carga?...Thomson a partir de sus estudios de los rayos catódicos. Considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, sobre la que se distribuyen los electrones, ordenadamente y separados entre sí. Él imaginaba a los pequeños electrones incrustados en el átomo como pasas en un pastel, de ahí el nombre “pastel de pasas” para su modelo atómico. El principal aporte de Thomson, fue introducir la idea de que el átomo puede dividirse en partículas subatómicas.

Experimento de Rutherford

En 1911 Ernest Rutherford y sus colaboradores Geiger y Marsden diseñaron un experimento que modificó las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo:

Bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa α (núcleos de helio He+2). Observó en una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas: La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección, ya que los átomos no son macizos, sino principalmente vacíos. Algunas partículas (las positivas), se desviaron porque pasaron por las proximidades de un núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro.De esto se desprende que: En el interior del átomo, las partículas positivas, están separadas de las negativas. Y otras partículas no atraviesan la lamina (rebotaban), eran reflejadas hacia atrás con

ángulos muy pequeños. Se dedujo que chocaban con algún corpúsculo de mayor masa que la radiación incidente.

De sus experimentos, Rutherford, demostró que el átomo está formado por dos partes:1.Núcleo

Parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. La carga positiva del núcleo, en su experimento es la responsable de la desviación de las partículas α alfa (también con carga positiva).

Posteriormente se descubrió que el núcleo atómico también contenía los neutrones. El neutrón fue descubierto experimentalmente en 1932 por Chadwick, quien, al bombardear el berilio con partículas α, observó que se producían unas partículas que identificó con los neutrones predichos por Rutherford.

2. CortezaEs casi un inmenso vacío, comparado con el núcleo. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario. Esto explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse.

Con sus experimentos, Rutherford demostró que: los átomos no eran macizos, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Modelo atómico de Bohr

En 1913, poco después de los descubrimientos de Planck y Einstein, el físico danés Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica del espectro de emisión del átomo de hidrogeno. El modelo del átomo de Bohr incluía la idea de que los electrones se movían en órbitas circulares, pero imponía restricciones rigurosas: el único electrón del átomo del hidrógeno podía estar localizado sólo en ciertas órbitas. Dado que cada órbita tiene una energía particular, las energías asociadas al movimiento del electrón en las orbitas permitidas deberían tener un valor fijo, es decir, estar cuantizadas. Además suponía que la emisión de radiación por un atomo de hidrogeno energizado se debía a la caída del electrón desde una órbita de mayor energía a otra de menor energía, y esto originaba un cuando de energía (un fotón) en forma de luz.El átomo de Bohr explica muy bien el comportamiento del átomo de hidrógeno y de sus especies isoelectrónicas (He+, Li+2, Be+3). Además fue importante porque introdujo la idea de estados energéticos cuantizados para los electrones en los átomos. Sin embargo, fracasó en átomos polielectrónicos, puesto que además de niveles energéticos, existían subniveles.

Teoría de Planck

En 1900 Max Plack realizó el primer planteamiento mecanocuántico para explicar el espectro continuo que emiten los sólidos al ser calentados a incandescencia. Por ejemplo un sólido emite luz roja a temperaturas superiores a 750ºC y luz blanca sobre los 1200ºC. Sus observaciones se resumen como: “La energía de las diferentes radiaciones que emite el cuerpo negro (sólidos calentados a incandescencia) está formada por pequeños paquetes o cuantos de energía”, afirmación que se cumple en: E = h x νDonde; E: energía del cuanto (J); h: cte de Planck 6,624x10-34 (J/s); ν: frecuencia de la radiación (s-

1).Por lo tanto, se desprende que: La radiación electromagnética no es continua, ya que está formada por pequeños paquetes (cuantos) de energía.

El comportamiento ondulatorio de la materia

Hipótesis de De Broglie

Un sistema no puede tener valores arbitrarios de energía, sólo cantidades fijas. Las moléculas de un sólido caliente, pueden absorber o emitir energía, sólo en cantidades proporcionales a una frecuencia ν. Un átomo pueden emitir o absorber energías; h, 2h, 3h, etc. Pero no valores intermedios. La cantidad h, se denomina un cuanto de energía y, se entiende como un paquete de energía.

Louis De Broglie planteó: si, en las condiciones apropiadas, la energía radiante se podía comportar como si fuera una corriente de partículas, ¿podría la materia, en condiciones apropiadas exhibir las propiedades de una onda?Entonces sugirió; que el electrón en su trayectoria circular alrededor del núcleo tiene asociada una longitud de onda específica, y propuso que la longitud de onda característica del electrón o de cualquier otra partícula depende de su masa y su velocidad.

“Todas las partículas elementales manifiestan un dualismo onda-partícula, es decir, tiene asociada una onda, cuya longitud (de onda) λ está dada por la ecuación”:

λ = h_ λ: longitud de onda (m) h: constante de Planck 6,62×10-34 (Js) m × v m: masa de la partícula (Kg) v: velocidad de la partícula (s)

A mayor masa y/o velocidad de la partícula menor será la longitud de onda asociada. Esta hipótesis fue confirmada experimentalmente para electrones, protones, moléculas de Hidrógeno y átomos de Helio. Aplicación de la Hipótesis de De Broglie

a) Un electrón que se mueve a una velocidad de 3×106 (m/s) (masa= 9,1×10-31Kg)b) Una pelota de 0,5 Kg que se mueve con una rapidez de 5 (m/s)

Desarrollo: se reemplaza en la expresión de λ, para cada cuerpo. (NOTA: 1J=1Kg×m2/s2)

a) λe- = h__ = 6,62×10 -34 ________ = 2,42×10-10 (m) m×v 9,1×10-31 (Kg) × 3×106 (m/s)

b) λp = h__ = 6,62×10 -34 _____ = 2,65×10-34 (m) m×v 0,5 (Kg) × 5 (m/s)A simple vista se observa que la longitud de onda asociada a la pelota es mucho menor que la longitud asociada al electrón.La longitud de onda asociada a la pelota es tan pequeña, que se dice que el cuerpo viaja en línea recta.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG

La física clásica se fundamenta en mediciones experimentales, cualquier ley debe corroborarse experimentalmente, por eso el Principio de Incertidumbre resulta tan incomodo desde el punto de vista clásico, pues afecta al propio fundamento de las mediciones.Por lo tanto este principio enuncia que: “Es imposible conocer simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula. Cuanto más exacta sea la determinación de uno de ellos, más inexacta será la otra”.El principio de Incertidumbre se enuncia de la siguiente manera: “Para una partícula, el producto entre: el error en la determinación de la posición (∆x), por el error en la determinación del momento (∆p), es siempre mayor que (h/2π)”: (∆x) × (∆p) = (h/2π).

MODELO ATÓMICO MECANOCUANTICO

Así al no ser posible ubicar la posición de un móvil en un instante nos impide definir el concepto de trayectoria; entonces, no tiene sentido hablar de órbitas en los átomos, tan sólo puede referirse a zonas en las que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada.

En 1926, Erwin Shrödinger, modificó la ecuación que describia una onda estacionaria tridimensional, inspirada en las ideas de De Broglie, imponiendo restricciones a las longitudes de ondas permitidas. Por lo tanto, postuló que los electrones se podían considerar ondas cuyas trayectorias alrededor del núcleo no se podían conocer.

LA ECUACION DE SCHRÖDINGER

Schrödinger, inspirado en las ideas de De Broglie, modifico la ecuación que describía una onda estacionaria tridimensional imponiendo restricciones a las longitudes de ondas permitidas.

Erwin Schrödinger dedujo una ecuación fundamental, llamada “la ecuación de onda”, que logra descifrar el comportamiento de un electrón alrededor del núcleo atómico. Si la posición no es exacta, Schrödinger plantea las posibles ubicaciones en términos probabilísticos, así las soluciones a las ecuaciones de onda se denominan “orbitales” (ψ2). Físicamente corresponde a la zona del espacio donde posiblemente se encuentre el electrón girando. También se conoce como densidad electrónica. En general es más probable (pues hay mayor densidad electrónica) encontrar al electrón cerca del núcleo. Por lo tanto, ahora el electrón no se dibuja en una órbita, si no al interior de una nube electrónica.