QUÍMICA MODALIDAD COMPETENCIAS

Material sin editar con Derechos de Autor. Prohibida su impresión. Sólo para revisión en red UVM

Unidad de competencia

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

Conocimientos, habilidades, actitudes y valores

1. Describe las aportaciones al modelo atómico actual realizadas por Dalton, Thomson, Rutherford, Chadwick, Goldstein, Bohr, Sommerfeld y Dirac-Jordan. 2. Reconoce las partículas subatómicas y sus características más relevantes. 3. Define los conceptos de número atómico, masa atómica y número de masa y estable la relación entre ellos. 4. Define el concepto de isótopo. Reconoce la importancia y los riesgos del empleo de isótopos en diferentes campos. 5. Describe los significados y valores de los números cuánticos (n, l, m, s). 6. Explica las reglas para elaborar las configuraciones electrónicas: Principio de edificación progresiva, Principio de exclusión de Pauli y Regla de Hund.

BLOBLOBLOBLOQUQUQUQUE 3E 3E 3E 3

EXPLICA EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONESEXPLICA EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONESEXPLICA EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONESEXPLICA EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONES


Atributos de las competencias genéricas 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.

Saberes requeridos

Saber conocer 1. Aportaciones históricas al modelo atómico.

2. La estructura del átomo y sus aplicaciones.

Saber hacer 1. Relacionar el número atómico con la masa atómica y número de masa.

2. Realizar cálculos sencillos con partículas subatómicas.

3. Desarrollar e interpretar configuraciones electrónicas con base en números cuánticos y electrones de valencia para relacionarlo con las características de los elementos.

4. Describir las aplicaciones de algunos isótopos radioactivos, su importancia y riesgos. Saber ser 1. Consciente de la importancia de los modelos atómicos que antecedieron al modelo actual.

2. Dispuesto para el trabajo metódico y organizado.

3. Consciente de la trascendencia del papel de los isótopos en la vida diaria.


REACTIVANDO CONOCIMIENTOSREACTIVANDO CONOCIMIENTOSREACTIVANDO CONOCIMIENTOSREACTIVANDO CONOCIMIENTOS, ¿QUÉ TANTO SABES?, ¿QUÉ TANTO SABES?, ¿QUÉ TANTO SABES?, ¿QUÉ TANTO SABES?

El conocimiento del tamaño y naturaleza del átomo se desarrolló lentamente a lo largo de los siglos, pues generalmente, sin evidencia experimental, sólo se podían hacer especulaciones. Con lo que actualmente sabes, define qué es un átomo y haz un dibujo de éste donde indiques sus componentes.

¿Crees que sea posible medir y pesar a los átomos?

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

¿Cómo sabes cuántos protones, neutrones y electrones tiene cada uno? El átomo de sodio por ejemplo, tiene 11 electrones, ¿cómo se distribuyen alrededor del núcleo?

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

Relaciona las siguientes columnas:

A) Propuso un modelo atómico basado en energía cuantizada ( ) James Chadwick

B) Descubrió al electrón y propuso el modelo del budín de pasas ( ) John Dalton

C) Descubrió al neutrón ( ) Niels Bohr

D) Descubrió al núcleo y al protón ( ) J.J. Thomson

E) Propuso el primer modelo atómico basado en postulados ( ) Ernest Rutherford

Ahora, responde los siguientes cuestionamientos: 1. ¿Qué son los isótopos? ¿Dónde se aplican? _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________

2. ¿La aplicación de la radioactividad representa siempre un riesgo y peligro? _________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

_______________________________

_______________________________

_______________________________


Apertura de bloque

Problema cognitivo ¿Puede llegar a ser peligroso el conocimiento sobre la estructura química? Actividades

Después de leer la nota anterior e investigando un poco acerca de la radioactividad, responde las siguientes preguntas:

1. ¿Qué es la radiactividad? ¿Has estado expuesto a ésta? 2. ¿Qué efectos presenta la radiactividad en la salud y en el ambiente?

3. ¿En qué consistió el medicamento “Radithor” patentado por William Bailey entre 1920 y 1930?

4. ¿Pueden tener alguna aplicación positiva los isótopos radiactivos?

En 1896 Marie Curie decidió realizar su tesis doctoral en un campo totalmente nuevo: la radiación. Fue muy emocionante, pues era un tópico que nadie había visto o estudiado con anterioridad.

Dado que Marie ni su esposo Pierre contaban con dinero propio para solventar los gastos de su investigación y el hecho que la universidad de La Soborna se negó a financiar los estudios de posgrado de una mujer, Marie tuvo que buscar un “espacio” apropiado para simular un laboratorio. Así, encontró un cobertizo abandonado que había sido utilizado por el departamento de biología de la universidad para almacenar cadáveres.

En 1898, a Marie se le dio un mineral de uranio llamado pechblenda, el cual resultó algo desconcertante, pues encontró que emitía más radiación que el esperado por la cantidad de uranio que contenía. Por lo tanto, llegó a la conclusión que debía haber otra sustancia en el interior de la pechblenda que explicara esa radiación adicional, descubriendo junto con las conclusiones de Becquerel, lo que hoy conocemos como radiactividad, fenómeno donde un elemento emite radiación natural cuando el núcleo de sus átomos se desintegra. Para marzo de 1901, la pechblenda finalmente reveló sus secretos. Marie había descubierto dos nuevos elementos radiactivos presentes en el mineral: el polonio y el radio. A pesar de las pésimas condiciones de trabajo y largos meses de esfuerzo, Marie logró obtener 1 gramo de cloruro de radio puro a partir de 8 toneladas de pechblenda. Sí … tanto trabajo para obtener una pequeñísima muestra con un peso inferior al de una papita, pero que resultó ser un millón de veces más radioactivo que el uranio, convirtiéndose en la primer mujer en Francia y probablemente en el mundo de contribuir con tal aportación a la ciencia, hecho que le hizo acreedora del premio nobel de Química en dos ocasiones. Finalmente, debido a que los peligros de la radiación no se conocían para entonces, Marie y Pierre contrajeron muchos problemas de salud que contribuyeron a su agotamiento físico y mental. De hecho, la radiación que Marie había estudiado toda su vida terminó matándola en 1934.


3.13.13.13.1 Teorías atómicasTeorías atómicasTeorías atómicasTeorías atómicas

El atomismo es una teoría del origen de la materia, según la cual la materia está compuesta por átomos o partículas fundamentales muy pequeñas e indivisibles. Etimológicamente, la palabra átomo se deriva de las raíces griegas a y tomos, que significan sin y división, respectivamente.

¿Alguna vez te han pedido en creer en algo que no puedes ver? De la misma forma, los átomos son tan pequeños que no se pueden observar a simple vista; no obstante, la materia está formada por tales partículas y tal como se definió en el bloque anterior, un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva su identidad durante una reacción química.

3.13.13.13.1.1.1.1.1 Las primeras ideasLas primeras ideasLas primeras ideasLas primeras ideas... el átomo indivisible... el átomo indivisible... el átomo indivisible... el átomo indivisible

El concepto del átomo tiene su origen desde hace mucho tiempo atrás. Fue propuesto inicialmente por el filósofo griego Demócrito (460 – 370 A.C.) y respaldado por su maestro Leucipo.

Demócrito pensaba además que los átomos existían en un vacío, es decir, que no había nada en los espacios entre los átomos. Así, Demócrito es recordado por la frase: “No existe nada a excepción de los átomos y el espacio vacío … todo lo demás es opinión”.

El siguiente texto es un fragmento del libro De Rerum Natura (sobre la naturaleza de las cosas) escrito por el poeta romano Lucrecio, texto que fue los primeros en publicarse una vez inventada la imprenta y que contribuyó en gran medida para expandir las ideas de Demócrito.

Demócrito pensaba que si tomabas un objeto y lo partías a la mitad y lo seguías dividiendo a la mitad cada vez más, eventualmente llegarías con alguna partícula en la que ya no fuera posible fragmentarla más. Bajo esta analogía, Demócrito describió a los átomos como partículas indivisibles e indestructibles.

Según Demócrito las propiedades de la materia se podían explicar en función del tamaño y forma de los átomos de cada material, ya que reconocía claramente que existían átomos de agua, aire, fuego, pan y demás sustancias y que éstos eran diferentes entre sí.


La teoría atomista de Demócrito no tuvo gran aceptación entre los filósofos griegos y romanos, ya que éstos se resistían a creer que la materia pudiera estar formada por algo indivisible. Más aún, si ésta fuera indivisible, no podría ocupar espacio, y al no hacerlo, no sería nada y por tanto se cuestionaban cómo era posible que las sustancias estuvieran hechas de la nada. Por otro lado, la teoría de los 4 elementos, resultó ser mucho más popular, aceptada y propagada por “eruditos” tal como Aristóteles. De hecho, tuvieron que transcurrir alrededor de 2000 años para que la idea de los átomos fuera considerada nuevamente.

No obstante, a pesar de que las ideas de Demócrito satisfacen parcialmente la teoría científica actual, éstas no explicaban el comportamiento químico de los mismos y además no tenían ningún sustento experimental, ya que fueron netamente filosóficas.

3.1.2 3.1.2 3.1.2 3.1.2 John Dalton y su teoría atómicaJohn Dalton y su teoría atómicaJohn Dalton y su teoría atómicaJohn Dalton y su teoría atómica

Hasta la década de los 1800’s D.C., el científico inglés y profesor universitario John Dalton, empezó a relacionar el concepto del átomo, en términos de Demócrito, pero con evidencia experimental. De hecho, Dalton llegó a su teoría atómica a través del estudio de las propiedades físicas del aire y de otros gases.

… Habiéndote demostrado que las cosas no pueden nacer de la nada ni, una vez nacidas, ser devueltas de nuevo a la nada … déjame citarte otros cuerpos cuya existencia material deberás admitir aun siendo invisibles…

... la Naturaleza entera, en cuanto existe por sí misma, consiste en dos sustancias: los cuerpos y el vacío en que éstos están situados y se mueven de un lado a otro. Que el cuerpo existe de por sí, lo declara el testimonio de los sentidos, a todos común. Por otra parte, si no existiera el lugar y el espacio que llamamos vacío, los cuerpos no podrían asentarse en ningún sitio, ni moverse en direcciones distintas: pues donde quiera que se extiende el espacio libre que llamamos vacío, no hay materia y donde se mantiene la materia, no puede haber espacio hueco…

Los átomos son, pues, sólidos y simples, formando un todo coherente de partes mínimas …

Es indudable que ningún reposo se ha concedido a los átomos a través del profundo vacío, sino que, agitados en continuo y vario movimiento, unos rebotan, después de chocar, hasta grandes distancias, mientras otros sufren los golpes dentro de un breve espacio. Los que, más densamente asociados, chocan y rebotan dentro de exiguos intervalos, trabados como están por la maraña de sus formas, constituyen las tenaces raíces de las peñas, la indómita sustancia del hierro y los demás cuerpos de este género.


1. Todos los elementos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa, tamaño y propiedades químicas y son por tanto diferentes a átomos de otros elementos.

3. Los compuestos se forman mediante la combinación de átomos iguales o diferentes en una relación simple y de número entero.

4. Las reacciones químicas son producto del rearreglo de las combinaciones de átomos de los elementos en los compuestos. Los átomos por sí solos permanecen sin cambio.

Es importante destacar que los postulados anteriores son producto de evidencia experimental tanto de John Dalton por sí mismo como de otros investigadores cuyo campo de estudio llevó a la formulación de las leyes ponderales o leyes de la combinación química:

a) Ley de la conservación de la masa – propuesta en 1789 por Antoine Lavoisier. “Durante las reacciones químicas, la masa no puede ser creada ni destruida, sólo transformada”. Esto explica el postulado 4 y demuestra que los átomos solamente se pueden combinar, separar o rearreglar de modo diferente.

b) Ley de las proporciones constantes – propuesta en 1803 por Joseph Proust. “La proporción de los elementos en un compuesto determinado siempre es la misma”. Esto explica parte del postulado 3 ya que cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación en peso invariable y definida, tal como se muestra en la siguiente imagen.

Así, en 1808 Dalton expuso su teoría atómica en su obra A new system of chemical philosophy, la cual se resume en los siguientes postulados y cuyas contribuciones fueron clave para comprender y revolucionar la noción del átomo al introducir la idea de la discontinuidad de la materia, ya que antes de su teoría ésta era vista como algo continuo e inmutable.


c) Ley de las proporciones múltiples – propuesta en 1803 por John Dalton. “Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la relación de masa de los elementos está asociada con números enteros sencillos”. Esto explica parte del postulado 3 y demuestra también que los átomos no se pueden fragmentar durante las reacciones químicas.

La teoría atómica actual, como veremos más adelante, ha evolucionado mucho más con respecto al conocimiento y complejidad del átomo, comprobando con ello que algunos de los postulados originales de Dalton no son del todo correctos. No obstante, la esencia de la teoría de Dalton (los átomos tienen propiedades características y que las reacciones químicas se explican por la unión y separación de átomos) sigue siego válida actualmente y se utiliza para comprender los cálculos estequiométricos. Aún así, debemos entender que su teoría sigue dejando sin responder a la pregunta: ¿De qué está hecho un átomo? Dalton por sí mismo no tuvo manera de contestar la pregunta anterior y de hecho no fue sino hasta casi un siglo después que aparecieron nuevas evidencias experimentales.

Junto con sus postulados, Dalton, quien a pesar de no haber visto nunca a los átomos ni saber cómo eran, propuso el primer modelo atómico, el cual manifiesta que los átomos son las partículas más pequeñas de la materia y que éstos son partículas continuas e indivisibles, pudiéndoseles comparar con una pelota o esfera maciza.

¿Sabías qué…?¿Sabías qué…?¿Sabías qué…?¿Sabías qué…?

John Dalton fue el primero en describir el “daltonismo” desde 1808 y tanto él como su hermano padecían de este defecto genético que consiste en la imposibilidad de distinguir ciertos colores.

John Dalton creó su propia simbología de los elementos y asignó masas arbitrarias para cada uno de ellos tomando como referencia al hidrógeno. Estos trabajos son la base de lo que hoy conocemos como tabla periódica de los elementos.


Las principales limitaciones del modelo de Dalton son:

a) Los átomos no son continuos – están formados por partículas subatómicas más pequeñas (protones, neutrones y electrones).

b) Los átomos en efecto no se destruyen durante las reacciones químicas ordinarias; sin embargo, sí se destruyen o transforman en otros nuevos durante las reacciones nucleares.

c) Existen átomos del mismo elemento pero con diferente masa – la existencia de los isótopos demuestra que no todos los átomos de un mismo elemento son iguales.

A pesar de las limitaciones anteriores y a poco más de 200 años de la teoría atómica de Dalton, hoy se conocen evidencias experimentales que demuestran la existencia de tales partículas, lo que significa, que Dalton sin haberlos descrito o conocido a detalle, fue capaz de señalar reglas que creía que éstos siguen cuando se combinan con otros. Las siguientes lecturas hacen alusión al tamaño real de los átomos y al método experimental para conocer su masa y otras propiedades.

El tamaño de los átomosEl tamaño de los átomosEl tamaño de los átomosEl tamaño de los átomos

Un átomo se define como la partícula fundamental más pequeña que

existe dentro de un elemento y que conserva íntegramente sus

propiedades. Un solo átomo es en realidad muy pequeño; por ejemplo, el

hidrógeno, que es el elemento más pequeño y ligero, tiene un diámetro

de tan solo 0.1 nm (1 x 10–10 m).

Consecuentemente, los átomos son sólo un porcentaje muy pequeño de la

longitud de onda de la luz, de tal manera que son invisibles para

nosotros. Más aún, si pudiéramos observarlos, nos enfrentaríamos a otro

problema, los átomos en realidad en su mayor parte son espacio vacío, es

decir que, la mayoría de la masa de un átomo está concentrada en su

pequeño núcleo central, indicando que la mayor parte de este espacio no

posee masa y por lo tanto sólo los núcleos podrían identificarse

"fácilmente". No fue sino hasta 1970 cuando se tomaron las primeras

imágenes de los átomos utilizando un microscopio electrónico de barrido,

el cual es un instrumento que amplifica las imágenes hasta 500,000

veces su tamaño original.

Debido a que los átomos no tienen un límite externo bien definido es muy

difícil de describir su tamaño. Para solucionar este problema, los científicos

estiman el tamaño de los átomos describiendo su radio atómico. En el

caso de los metales esto se consigue al medir la distancia entre dos núcleos

en el estado sólido y dividirlo entre dos; mientras que para los no metales

las mediciones se realizan al medir la distancia entre los núcleos de dos

átomos unidos covalentemente. En general el diámetro de un átomo

oscila entre 0.1 y 0.5 nm, lo que implica que a pesar de que los átomos

varían en gran medida en su masa, todos ellos tienen prácticamente el

mismo tamaño.


El espectrómetroEl espectrómetroEl espectrómetroEl espectrómetro de masasde masasde masasde masas

El espectrómetro de masas, inventado en 1920 por Francis William Aston (premio Nobel en Química

1922), es un instrumento que permite medir la masa y las concentraciones relativas de los átomos y

moléculas en una muestra dada. Este aparato hace uso del efecto de aplicar una fuerza magnética

sobre una partícula cargada. La detección de los compuestos es muy sensible ya que puede operar a

partir desde muestras de 10–12 g, esto significa que los compuestos se pueden identificar a

concentraciones muy pequeñas.

Probablemente uno de los logros más relevantes que se pueden atribuir al espectrómetro de masas es

la existencia de isótopos estables con diferentes masas para un mismo elemento. Fue J. J. Thompson

quien inicialmente descubrió por ejemplo que el neón (Ne) consistía en una mezcla de dos isótopos con

masas de 20 y 22 uma, respectivamente. A diferencia del tiempo y el trabajo experimental exhaustivo

que le llevó a Thomson, hoy en día la determinación se realiza fácilmente, con gran rapidez y precisión.

Más aún, actualmente el espectrofotómetro de masas es una herramienta muy versátil que permite a

los químicos identificar y cuantificar entre otros componentes, la cantidad y tipo de esteroides en los

atletas, dioxinas en pescado contaminado, contaminantes en el aire, análisis de medicamentos y más.

En virtud que un campo magnético sólo puede afectar la trayectoria de una partícula cargada, los

átomos inicialmente deben cargarse o ionizarse. Lo anterior significa que los átomos deben perder uno

o más electrones para convertirse en iones positivos, los cuales serán después acelerados de tal manera

que todos tengan la misma energía cinética. Una vez ionizadas todas las partículas, éstas serán

desviadas por un campo magnético de acuerdo a la masa individual de cada ion, o sea, los iones con

la misma carga pero diferente masa serán desviados en trayectorias diferentes. Básicamente, entre

más ligero sea un ion, mayor será el grado de desviación en el espectrofotómetro.

Finalmente, el instrumento selecciona los iones que fueron introducidos de acuerdo a su relación m/z,

los cuales son recolectados por un detector quien convierte la señal de los iones en una corriente

eléctrica proporcional. El dato anterior se utiliza para generar un espectro de masas, el cual es un

gráfico que muestra la relación de la intensidad del ion en función de su relación carga/masa,

permitiendo estimar su masa relativa.


Competencia: Identifica las primeras ideas que anteceden al modelo atómico actual

Observa con detenimiento la siguiente imagen que resume la teoría de los 4 elementos, la cual antes de que se aceptara el atomismo prevaleció por mucho tiempo. Infiere además cómo era posible la inter-conversión de las sustancias que se indican en función de sus propiedades.

Agua caliente en vapor__________________

_______________________________________

_______________________________________

Madera en cenizas______________________

_______________________________________

_______________________________________

Resuelve los siguientes problemas aplicando los postulados de Dalton y su correspondiente explicación mediante las leyes ponderales.

1. Cuando 3 gramos de carbono (C) se queman en presencia de 8 gramos de oxígeno (O2) se producen 11 gramos de dióxido de carbono (CO2). ¿Qué masa de CO2 se puede obtener si 3 g de C se quemaran en presencia de 50 g de O2? ¿Qué ley ponderal ilustra este ejemplo?

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

2. Cuando se quema un tronco de madera de 10 kg de peso únicamente se obtienen 0.5 kg de cenizas. ¿Se contradice esta evidencia experimental con la ley de la conservación de la masa? Justifica tu respuesta

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

Actividad 1

Actividad 2


Competencia: Identifica y comprende las leyes ponderales que dieron origen al modelo atómico actual

3. Mediante electrólisis se descomponen 18 gramos de agua (H2O) en 16 gramos de oxígeno (O2) y 2 gramos de hidrógeno (H2). ¿Qué masa de H2 se puede formar a partir de la electrólisis de 360 g de H2O? ¿Qué ley ponderal ilustra este ejemplo?

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

4. El hidrógeno (H2) obtenido a partir del agua ha sido considerado un posible combustible en el futuro. Utilizando la información del problema 3, ¿Qué cantidad de agua se necesitaría someter a electrólisis para obtener una 1 tonelada de hidrógeno?

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

5. El carbono (C) puede arder en el aire para formar ya sea monóxido de carbono (CO) o dióxido de carbono (CO2) dependiendo de la cantidad de oxígeno presente durante su combustión. ¿Qué ley ponderal ilustra este ejemplo? Usando la proporción en peso 3:4 en el CO y 3:8 en el CO2, calcula cuánto carbono debe quemarse para producir 140 gramos de CO y 2200 g de CO2, respectivamente.

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

6. El alquimista Jan Baptista Van Helmont realizó un experimento en el cual plantó un árbol joven de sauce en una maceta pesada con cierta cantidad de tierra. Después de 5 años, van Helmont encontró que el sauce había ganado 75 kg mientras que la tierra había perdido únicamente 0.057 kg. Como Van Helmont sólo había agregado agua al sistema, concluyó que la “sustancia” que hizo crecer al sauce debía venir del agua. ¿Qué opinas acerca de la conclusión de este alquimista?

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________


3.1.3 3.1.3 3.1.3 3.1.3 El El El El electrón, electrón, electrón, electrón, el modelo de Thomsonel modelo de Thomsonel modelo de Thomsonel modelo de Thomson y el átomo divisibley el átomo divisibley el átomo divisibley el átomo divisible

Todavía a finales del siglo XIX el átomo era considerado como una esfera sólida. No obstante, a partir del descubrimiento del electrón en 1897, el concepto del átomo de Dalton dejó de ser satisfactorio cuando los científicos descubrieron que el átomo estaba formado por partículas más pequeñas cargadas eléctricamente.

Desde tiempos antiguos se sabe que un trozo de ámbar frotado con un paño adquiere la habilidad de atraer objetos pequeños de poco peso. Los materiales que exhiben este fenómeno se consideran eléctricamente cargados. Estos fenómenos y cómo suceden, al igual que casi todo lo relacionado con la electricidad, ya habían sido explicados por Alessandro Volta, Benjamin Franklin y Michael Faraday. Básicamente la electricidad consiste en electrones y es el flujo de éstos a través de un conductor sólido lo que se llama corriente eléctrica. ¿Pero qué son los electrones? ¿Qué carga eléctrica tienen? ¿En qué parte del átomo se localizan? Así, con todas estas interrogantes en puerta, el conocimiento de las partículas subatómicas surge de estudiar el paso de la electricidad a través de los gases. ¿Tiene sentido estudiar la conductividad eléctrica en los gases que a diferencia de los metales no son buenos conductores? Aparentemente no; sin embargo, cuando un gas se encuentra a bajas presiones, éste permite más fácilmente el flujo de la corriente eléctrica.

En 1855 el soplador de vidrio alemán Heinrich Geissler (1814–1879) diseñó un artefacto que producía vacío con una calidad superior a cualquier otro instrumento que se había inventado. Posteriormente, un amigo de él, el físico alemán Julius Plücker (1810–1868) utilizó los tubos de Geissler para realizar experimentos eléctricos. En estos tubos de descarga eléctrica, Plücker introdujo dos electrodos, los selló y evacuó el aire en su interior, de forma tal que logró obtener un flujo de corriente entre los electrodos. Dicha corriente produjo efectos resplandecientes dentro del tubo y observó que éstos variaban de acuerdo a la calidad del vacío.

En 1875 el físico inglés William Crookes (1832–1919) diseñó un instrumento mucho mejor con el cual se podía estudiar la corriente eléctrica a través del vacío en un tubo evacuado. Un tubo de Crookes, similar al de tu televisor, es un artefacto de vidrio provisto de un ánodo (electrodo positivo) y un cátodo (electrodo negativo), los cuales están sellados en un recipiente de vidrio al cual se le ha removido todo el aire y cuyas paredes están recubiertas por un material fluorescente tal como sulfuro de Zinc (ZnS). Gracias a estos tubos, Crookes pudo observar con más detalle que cuando existe una corriente eléctrica en su interior, el flujo de corriente, es siempre en dirección del cátodo al ánodo y que la corriente eléctrica se desplaza en línea recta a través del espacio abierto. La pantalla de ZnS es sólo con la finalidad de hacer visible el flujo de corriente, ya que por sí solos los rayos catódicos (llamados así por Eugen Goldstein) no son visibles.


Por otro lado, se podía inferir que los rayos catódicos consistían de partículas aceleradas ya que éstas eran muy ligeras o se movían muy rápido (o ambas) y no eran afectadas por la gravedad. De hecho, por décadas, la naturaleza de la materia ha sido de considerable controversia, al considerarle como onda o como partícula.

En medio de todas estas investigaciones, en 1891 el físico irlandés George Johnstone Stoney (1826–1911) sugirió el nombre para esta unidad fundamental de electricidad, independientemente si fuera o no considerada como partícula. Stoney sugirió el nombre de electrón a los rayos catódicos.

Una forma simple de decidir entre ambas alternativas (ondas o partículas) era demostrar si los electrones o rayos catódicos eran o no desviados hacia un lado del tubo por la acción de un imán. Las partículas por sí solas se comportan como imanes o podrían soportar una carga eléctrica, por lo que serían más fácilmente desviadas por un campo magnético con respecto a las ondas. Tanto Plücker como Crookes demostraron de manera independiente que existe tal desviación. Sin embargo, aún quedaba información sin responder: si los rayos catódicos consistieran de partículas cargadas, un campo eléctrico también los desviaría, pero ese efecto aún no se demostraba experimentalmente.

Fue realmente el físico inglés Joseph John Thomson (1856–1940), quien utilizando un tubo de rayos catódicos o tubo de Crookes y con la ayuda de un imán, observó y descubrió la naturaleza del electrón en 1897, descubrimiento que le hizo acreedor del premio Nobel de Física en 1906.

Los físicos de la época no sabían qué era esta “radiación” desconocida ni cómo se comportaba, sólo podían asegurar con certeza su origen, de ahí que se les llamó rayos catódicos.

A partir de este descubrimiento, se sospechaba que los rayos catódicos podían ser algún tipo de luz y estar formados por ondas, ya que éstas viajan en línea recta y no se ven afectadas por la gravedad.


Como puedes observar en el diagrama anterior, cuando el polo negativo de un imán se acerca a un flujo de electrones en el interior de un tubo evacuado, éstos se desvían en dirección opuesta. Por otro lado, cuando el polo positivo del imán se acerca a un flujo de electrones, éstos se desvían en dirección del imán. Así, J.J. Thomson, con base a la desviación de las partículas por efecto de un campo magnético, demostró que los electrones o rayos catódicos están formados por partículas cargadas negativamente.

Thomson demostró además que todos los rayos catódicos o electrones son idénticos independientemente del gas utilizado en el contenedor así como del tipo de metal utilizado en los electrodos, esto significa que los electrones son partículas presentes en todo tipo de materia. Sin embargo, Thomson no pudo determinar de forma separada la carga eléctrica real de estas partículas ni su masa, aunque sí logró obtener la relación carga/masa de estas partículas, la cual es de –1.76 x 108 coulombio/g.

La relación m/z del electrón fue casi 2000 veces más grande que la m/z del ion hidrógeno (H+). Esto indicaba ya sea que la carga del electrón era muy grande o bien que la masa del electrón era muy pequeña en comparación del átomo de hidrógeno.

Posteriormente, en 1911 el físico americano Robert Andrews Millikan (1868–1953) obtuvo información sobre la carga del electrón en un experimento que se concentraba en el movimiento de gotas de aceite cargadas. Básicamente, Millikan suspendió gotas muy finas de aceites sobre un campo eléctrico ejercido entre dos placas metálicas. Por tanto, las gotas adquirieron carga al tomar electrones libres a medida que avanzaban sobre el aire ionizado. Así, ajustando cargas y velocidades, Millikan logró calcular la carga de un electrón individual como –1.6 x 10–19 coulombios, descubrimiento que le hizo acreedor del premio Nobel de Física en 1923.

e

Finalmente, si dividimos el valor de la carga del electrón de Millikan sobre el valor de la relación m/z del electrón de Thomson, podemos calcular el valor de la masa de un electrón:

En resumen podemos decir que la descripción básica del electrón está dada por: Es una partícula con carga negativa de –1.6 x 10–19 C y una masa de 9.11 x 10–28 g. Debido a que el electrón tiene la carga eléctrica más pequeña conocida, se ha usado como referencia para todas las otras partículas cargadas. Así, por conveniencia decimos que la carga de un electrón es –1 y una masa relativa de 0.0005 uma.



A pesar de la discrepancia y rivalidad académica entre los investigadores británicos e ingleses por determinar si la materia se comportaba como onda o partícula, con el paso de las décadas ambos tenían la razón. De hecho, J.J. Thomson ganó el premio Nobel en 1906 por demostrar que el electrón era una partícula y su hijo George Paget Thomson ganó el premio Nobel en 1937 por demostrar que el electrón era una onda.

Una vez descubierto el electrón y algunas de sus propiedades, J.J. Thomson propuso otro modelo atómico, ya que sus experimentos demostraron que en realidad el átomo sí es divisible. Así, en 1904 Thomson propuso el modelo del budín de pasas.

Analizando con detenimiento el modelo de Thomson, podemos obtener las siguientes predicciones:

a) La masa del átomo debe deberse a la masa de los electrones – la electricidad no tiene masa.

b) Debe existir gran espacio vacío en el átomo – como los electrones tienen carga negativa, se asume que éstos deben mantenerse separados de tal forma que no se repelan unos a otros.

3.1.4 3.1.4 3.1.4 3.1.4 El protón y los rayos canalesEl protón y los rayos canalesEl protón y los rayos canalesEl protón y los rayos canales

La noción del budín de pasas del átomo de Thomson no perduró por mucho tiempo ya que durante las primeras décadas del siglo XX se descubrieron otras partículas subatómicas pero con carga positiva.

En 1866, Goldstein (quien llamó a los rayos catódicos con ese nombre) hizo algunos experimentos con un cátodo perforado en un tubo de descarga evacuado. Así, observó y descubrió que cuando los rayos catódicos se dirigían en una dirección hacia el ánodo, otros rayos lograron atravesar el orificio en el cátodo y se impactaban con las paredes del tubo.

Debido a que el átomo es neutro desde el punto de vista eléctrico, si éste está formado por electrones de carga negativa, Thomson afirmaba que debe existir también una parte positiva para cancelar tales cargas negativas.

Para Thomson el átomo era una esfera sólida y difusa cargada positivamente, la cual tenía electrones incrustados en él, tal como las pasas en un panqué.


Como estos rayos se dirigían en dirección opuesta a los electrones, se les llamó rayos anódicos o rayos canales y hacían suponer que estaban formados por partículas cargadas positivamente. Esta hipótesis fue después confirmada en 1907 por J.J. Thomson estudiando su desviación por efecto de un campo magnético, de la misma forma en que descubrió al electrón. Más aún, al encontrar que el gas interior se ionizaba en iones positivos, Thomson sentó las bases para la invención del espectrofotómetro de masas en 1920.

Los rayos canales o positivos diferían de los electrones no sólo en su carga. Todos los electrones tenían la misma masa, sin embargo, los rayos canales tenían masas diferentes dependiendo del gas que estaba presente en el tubo de Crookes. Además, mientras que los electrones eran solo 1/1836 de la masa del átomo más ligero (hidrógeno), los rayos canales resultaron igual de pesados que los átomos.

Finalmente, en 1914 el físico neozelandés Ernest Rutherford (1871–1937) aceptó el hecho que la unidad de carga positiva era una partícula diferente al electrón y sugirió que la partícula más pequeña de un rayo canal, igual de pesada que un átomo de hidrógeno, fuera aceptada como la unidad fundamental de carga positiva. Continuando con sus experimentos, en 1920 Rutherford sugirió el nombre de protón a esta partícula fundamental.

3.1.5 3.1.5 3.1.5 3.1.5 Los Rayos X y la RadiactividadLos Rayos X y la RadiactividadLos Rayos X y la RadiactividadLos Rayos X y la Radiactividad

El descubrimiento de los rayos X y del fenómeno de la radiactividad, junto con los estudios de la electricidad, fueron los elementos clave para descifrar y profundizar la verdadera noción del átomo, es por tanto que se explicarán brevemente a continuación.

Los rayos X fueron observados y documentados por primera vez en 1895 por el científico alemán Wilhelm Conrad Röentgen (1845–1923), quien los descubrió por accidente al estar trabajando con tubos al vacío y placas fotográficas. Röentgen encontró que los rayos X se generan en un tubo especial, el cual utiliza un alto voltaje para acelerar los electrones que se liberan de un cátodo caliente a alta velocidad. Más aún, encontró que estos rayos podían atravesar el papel, la madera y algunos metales.



Los Rayos X, a pesar de su energía, no son capaces de penetrar la capa externa de la atmósfera terrestre debido a su grosor. Esto es sin duda magnífico para nosotros los humanos pero no tanto para los astrónomos, ¿tienes idea por qué?

Un año después del descubrimiento de los rayos X, en 1896 el científico francés Henry Becquerel (1852–1908), descubrió también de modo accidental que ciertas sales de uranio emitían radiaciones propias y espontáneas, a las cuales luego se les llamó radioactividad. Becquerel observó que una placa fotográfica no expuesta a la luz y envuelta en papel negro era revelada o impresionada cuando se colocaba cerca con compuestos de uranio. Así, dedujo correctamente que este elemento debía producir algún tupo de radiación la cual atravesaba el papel hasta alcanzar y afectar a la placa fotográfica.

La radioactividad es la desintegración espontánea de ciertos elementos cuyos núcleos atómicos son inestables y que con el tiempo desprenden energía en forma de radiación. Esta desintegración de los átomos, llamada radioactiva, involucra un desprendimiento de energía mucho mayor con respecto a las reacciones químicas ordinarias y ocurre a través de un mecanismo totalmente diferente.

Una semana después de tal hallazgo, usando tales rayos, Röentgen tomó una fotografía de la mano de su esposa Berta, la cual claramente reveló sus huesos y su anillo de bodas, convirtiéndose en la primera imagen radiográfica del cuerpo humano. Tal acontecimiento asombró al mundo entero y causó un mayor interés científico en esta nueva forma de radiación que vino a hacer visible lo invisible. Röentgen los llamó rayos X para indicar que era un tipo de radiación desconocida para la época. Tal descubrimiento le hizo acreedor del premio Nobel de Física en 1901.

Hoy en día la principal aplicación de los rayos X sigue siendo en radiología como instrumento para el diagnóstico por imágenes. Básicamente, al atravesar el cuerpo, los rayos X son bloqueados por las estructuras densas como los huesos y por eso aparecen de blanco, mientras que estructuras con aire aparecen negras y los músculos, la grasa y los líquidos aparecen como sombras grises.


La desintegración radiactiva y espontánea de ciertos átomos (aquellos con número atómico superior a 84) se da a través de la emisión de 3 tipos de partículas o rayos, los cuales se resumen en la siguiente tabla. Es importante recalcar que no deben confundirse las partículas subatómicas (protón, neutrón y electrón) con las partículas radiactivas alfa, beta y gamma, ya que su origen y propiedades son distintos.

PartículaPartículaPartículaPartícula SímboloSímboloSímboloSímbolo IdentidadIdentidadIdentidadIdentidad CargaCargaCargaCarga MasaMasaMasaMasa Poder de Poder de Poder de Poder de penetraciónpenetraciónpenetraciónpenetración

AlfaAlfaAlfaAlfa α Núcleo de Helio +2 4 Bajo

BetaBetaBetaBeta β Electrón −1 0 Moderado GaGaGaGammmmmamamama γ

Radiación electromagnética

0 0 Alto

Cuando un campo magnético o eléctrico se aplica cerca a la trayectoria de las partículas radioactivas, se separa el haz las tres partes distinguibles:

El poder de penetración relativo de las

partículas α, β y γ está en relación aproximada 1:100:10000. Así, los rayos

α sólo son detenidos por una hoja de papel o la piel del cuerpo humano;

los rayos β por la madera o una lámina delgada de metal, y los rayos γ por un bloque grueso de plomo o cemento.

Una parte se desvía hacia el electrodo positivo, indicando que consta de partículas negativas;

estos son electrones o partículas beta (β).

El haz desviado en menor dirección hacia el electrodo negativo indica que son partículas más pesadas. Está compuesto de iones de helio, positivos y cargados doblemente, llamados

partículas alfa (α).

El haz no desviado o neutro consiste en radiación de luz de muy corta longitud de onda y de mayor energía que los rayos X y se denominan rayos

gamma (γ).


Después de Becquerel, Marie Skolodwska Curie (1867–1934) y su esposo Pierre Curie, científicos polacos, descubrieron y describieron las propiedades radioactivas de otros elementos tales como radio, torio y polonio. De hecho, Marie Curie logró aislar del mineral pechblenda o uranita tan sólo 0.094 gramos de radio puro, aún así, este elemento resultó ser un millón de veces más radioactivo que el uranio.

A partir de 1901 el radio se podía utilizar en la radioterapia para el tratamiento de los tumores. Por tales contribuciones, a estos 3 científicos se les entregó el premio Nobel en Física en 1903.

A pesar del avance significativo que los rayos X y la radioactividad brindaron a la ciencia, los científicos de la época aún conocían muy poco acerca de la estructura del átomo. Tal comprensión esperaba los trabajos siguientes de Ernest Rutherford y Niels Bohr.

3.1.6 3.1.6 3.1.6 3.1.6 El núcleo y el modelo de RutherfordEl núcleo y el modelo de RutherfordEl núcleo y el modelo de RutherfordEl núcleo y el modelo de Rutherford

Debido a que las partículas beta resultaron estar formadas por electrones y que las partículas gama resultaron ser ondas electromagnéticas, sólo quedaba pendiente por conocer más a detalle las partículas alfa radioactivas, ya que únicamente se conocían su masa de 4 uma y carga de +2. Bajo este contexto, numerosas investigaciones se realizaron en la época posterior al descubrimiento de la radioactividad, destacando el famoso experimento de la lámina de oro de Rutherford en 1911, haciéndole acreedor al premio Nobel de Química por sus aportaciones a la estructura del átomo.


Marie Curie tuvo que iniciar sus trabajos de radioactividad en unas instalaciones abandonadas donde conservaban a los cadáveres en virtud que la Universidad no quiso solventar sus estudios doctorales por el hecho de ser mujer.

Marie Curie no sólo fue la primera mujer en recibir un premio Nobel (1903) sino también una de las 4 personas que han recibido el premio Nobel en dos ocasiones (1910).

Ernest Rutherford, quien ya había identificado y reconocido la existencia del protón, junto con sus estudiantes de posgrado Hans Geiger y Ernest Marsden realizaron un experimento en el cual bombardearon una delgadísima lámina de oro con partículas alfa provenientes de una muestra radioactiva de plomo.


Con la finalidad de poder observar la trayectoria que seguían las partículas α después de pasar a través del oro y poder medir su ángulo de desviación, los investigadores colocaron una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc (ZnS) detrás de la lámina del metal. Así, los resultados obtenidos por este experimento, explicados con detalle a continuación, condujeron a varias deducciones importantes sobre la estructura atómica, destacando la existencia del núcleo y confirmando la existencia del espacio vacío que había predicho Thomson. Si el átomo de Thomson (modelo del budín de pasas) hubiera sido correcto, prácticamente todas las partículas α deberían de haber atravesado la lámina de oro con muy poca desviación, tal como se muestra en la siguiente imagen. Esto es debido a que una carga difusa positiva no es lo suficientemente fuerte para repeler una partícula alfa positiva, de tal forma que el ángulo de desviación (θ) sería muy pequeño. Sin embargo, los resultados obtenidos fueron diferentes a los esperados y bastante sorprendentes: 1. Alrededor del 98% de las partículas α atravesaron la lámina de oro sin desviarse, tal como se esperaba. 2. Alrededor del 2% de las partículas α atravesaron la lámina de oro pero fueron desviadas significativamente con un ángulo de deflexión mucho mayor. 3. Alrededor del 0.01% de las partículas α fueron fuertemente desviadas en dirección opuesta, es decir, con un ángulo de deflexión casi de 180°! En palabras del mismo Rutherford: “… Resultó tan increíble como si usted hubiera lanzado una bala de 15 pulgadas hacia un trozo de papel de seda y la bala se hubiera regresado hacia usted”.



Si fuera posible amplificar el tamaño de un átomo a tal magnitud que alcanzara a ocupar el volumen de un estadio de fútbol, el núcleo sólo representaría el tamaño de una uva.

Más aún, Rutherford, Geiger y Marsden pudieron calcular con gran precisión el tamaño y masa del centro positivo que podría producir las desviaciones observadas, encontrando que toda la carga positiva del átomo y aproximadamente el 99.9% de la masa del mismo estaba concentrada en una región muy pequeña en el centro del átomo a la que llamaron núcleo.

De esta forma, sólo las partículas que pasaron muy cerca del núcleo fueron las que experimentaron una fuerte repulsión para producir su desviación.

En realidad, el tamaño estimado del núcleo es tan pequeño con respecto al volumen total del átomo, conclusión que hizo dudar inicialmente a Rutherford.

Radio atómico = 1 x 10–10 m

Radio nuclear = 5 x 10–15 m

Como puedes ver, el diámetro de un átomo típico es alrededor de 10,000 veces más grande con respecto al del núcleo.

Con los resultados y deducciones anteriores, Rutherford propone otro modelo atómico, llamado en ocasiones modelo planetario por su semejanza con los planetas que giran alrededor del sol.

Para Rutherford el átomo está formado en su mayoría por espacio vacío donde están girando los electrones de carga negativa en órbitas alrededor de un núcleo, donde se concentra la mayor parte de su masa y carga positiva.


Competencia: Comprende y visualiza el tamaño de los átomos

Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones, esto debido a los estudios anteriores de Rutherford, es por ello que a él se le atribuyen el descubrimiento del núcleo atómico y del protón. En otros experimentos se encontró que los protones tienen la misma cantidad de carga que los electrones, es decir, +1.6 x 10–19 coulombios, por lo que por conveniencia se dice que su carga es +1. Con respecto a su masa, se encontró que los protones tienen una masa de 1.672 x 10–24 gramos. Esto significa que si comparamos con respecto a la masa de un electrón (9.11 x 10–28 gramos), la masa de un protón es aproximadamente 1840 veces más que la masa de las partículas con carga negativa o electrones. Hasta este momento, podemos decir que los científicos tenían idea de un átomo con núcleo en el que se encontraban los protones y a su alrededor los electrones. La incógnita siguiente era determinar ¿cómo están ubicados en realidad esos electrones alrededor del núcleo? Bajo la búsqueda anterior, el modelo atómico de Rutherford presentó algunas fallas o limitaciones en virtud que no puedo explicar algunos hechos experimentales conocidos en la época. Así, los principales inconvenientes del modelo planetario de Rutherford fueron: a) Su modelo no puede explicar la estabilidad de los orbitales alrededor del núcleo, de forma tal que se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell. Esto es básicamente que toda partícula cargada eléctricamente que se mueva en trayectoria curva va perdiendo energía y por lo tanto poco a poco perdería velocidad hasta que llegue un momento en que finalmente caiga al núcleo. b) Su modelo no puede explicar la formación de espectros atómicos, los cuales se conocían desde 1868. Más adelante en el texto se profundizará en este punto. c) Las masas atómicas de los elementos tenían un valor mucho mayor al calculado a base de los protones del núcleo. Esto significa que los protones por sí solos no pueden ser responsables de la masa de un átomo. De hecho, Rutherford hipotetizó que debían existir otras partículas subatómicas con masa similar al protón pero sin carga. No obstante, no tuvo evidencia experimental para demostrarlo.

_________________________________

_________________________________

_________________________________

_________________________________

El diámetro de los átomos de cloro es de 160 picómetros. Asumiendo que los átomos son esferas, calcula el número de átomos de cloro que cabrían en un centímetro si éstos se alinearan como se muestra en la figura. ¿Cuál es el tamaño aproximado del diámetro del núcleo de un átomo de cloro?

Actividad 3


3.1.7 3.1.7 3.1.7 3.1.7 El neutrónEl neutrónEl neutrónEl neutrón, , , , los trabajos de Chadwicklos trabajos de Chadwicklos trabajos de Chadwicklos trabajos de Chadwick y los nucleonesy los nucleonesy los nucleonesy los nucleones

Con lo que hemos visto, los átomos de hidrógeno tienen 1 protón mientras que los átomos de helio tienen 2 protones. Si asumimos que estas partículas tienen una masa relativa de 1 amu y que son las responsables de la masa de los átomos, entonces el helio debería ser 2 veces más pesado que el hidrógeno. Sin embargo, en realidad se sabe que el helio es 4 veces más pesado que el hidrógeno. ¿Cómo puedes explicar esta incongruencia? ¿A qué crees que se deba la masa faltante? Recuerda que el electrón es mucho más ligero que el protón, así que no los consideres para tu posible explicación. Fue hasta 1932 cuando James Chadwick (1891–1974), un científico inglés, descubrió que cuando una delgada lámina de berilio era bombardeada con partículas alfa provenientes de una muestra radiactiva de polonio e incididas sobre cera parafínica, se liberaban “protones”. No obstante, al analizar con detenimiento la conservación de energía en esta reacción, Chadwick dedujo que la radiación emitida por la cera estaba compuesta en realidad por partículas de carga eléctrica nula ya que no eran desviadas por campos eléctricos. Así, descubrió a estas partículas a las que les llamó después neutrones, mismas cuya existencia ya había sido predicha por Rutherford. Tal contribución le concedió a Chadwick el premio Nobel de Física en 1935. El descubrimiento del neutrón y sus propiedades permitió resolver las incógnitas acerca de la masa real de los átomos, siendo los protones y los neutrones con una masa relativa de 1 uma cada uno, los responsables de la masa de todos los elementos. De esta forma, si el helio pesa 4 amu y solo tiene 2 protones, significa que debe tener 2 neutrones.

Estudios posteriores encontraron que los neutrones, además de no poseer cargar eléctrica, se localizan en el núcleo atómico y tienen una masa prácticamente igual a la de los protones, es decir, 1.67 x 10–24 gramos. Por tanto, su masa relativa también es de 1 uma.

Por otro lado, la existencia del neutrón también ayudó a entender el porqué los protones cargados positivamente no se repelían en el interior del núcleo. Además, en virtud que los protones y los neutrones se localizan en el núcleo, al conjunto de estas dos partículas subatómicas se les conoce con el nombre de nucleones.


El átomo y lEl átomo y lEl átomo y lEl átomo y las partículas subatómicas… un resumenas partículas subatómicas… un resumenas partículas subatómicas… un resumenas partículas subatómicas… un resumen Para las primeras décadas del siglo XX, los científicos reconocían que todos los átomos estaban formados por las mismas partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones. Lo anterior significa que a pesar de que los átomos por sí mismos son eléctricamente neutros, en realidad consisten de partículas primarias con carga eléctrica, cuyas características ya fueron descritas con anterioridad pero se resumen en la siguiente tabla. ProtónProtónProtónProtón ElectrónElectrónElectrónElectrón NeutrónNeutrónNeutrónNeutrón SímboloSímboloSímboloSímbolo p+ e– n° UbicaciónUbicaciónUbicaciónUbicación Núcleo Orbitales (espacio vacío) Núcleo Masa (g)Masa (g)Masa (g)Masa (g) 1.67262 x 10–24 9.10939 x 10–28 1.67493 x 10–24 Masa (umaMasa (umaMasa (umaMasa (uma****)))) 1.0073 0.000544 1.0087 Carga (Carga (Carga (Carga (C)C)C)C) +1.6022 x 10–19 –1.6022 x 10–19 0 Carga (unidad)Carga (unidad)Carga (unidad)Carga (unidad) +1 –1 0 DescubDescubDescubDescubridorridorridorridor Rutherford Thomson Chadwick * Recuerda que la uma (unidad de masa atómica) es la unidad utilizada como estándar actualmente para la comparación de las masas atómicas. La uma equivale a un doceavo de la masa de un átomo de carbono, es decir, 1.66 x 10–24 gramos. Además de las partículas subatómicas mencionadas, los científicos de la época (1930’s) estaban de acuerdo con el modelo protón-neutrón del átomo (Rutherford-Bohr), el cual se resume con la siguiente descripción y diagrama: A partir de ese entonces el conocimiento acerca de la estructura interna del átomo se potenció significativamente y de hecho para 1960 se habían identificado otras “partículas elementales” que formaban parte del átomo. Leamos la siguiente lectura acerca de los quarks y su relevancia.

Los átomos constan de núcleos muy pequeños y sumamente densos, rodeados de un gran espacio vacío o nube de electrones, localizados a distancias relativamente grandes de los núcleos.

Todos los núcleos contienen protones. Además, con excepción del átomo de hidrógeno, todos los demás átomos también contienen neutrones.


Los quarks… otras partículas subatómicasLos quarks… otras partículas subatómicasLos quarks… otras partículas subatómicasLos quarks… otras partículas subatómicas Por mucho tiempo se pensó que los protones y los neutrones eran partículas indivisibles. No obstante, en años recientes los físicos han aceptado ampliamente la idea de que ambas partículas están compuestas en realidad por otras partículas más elementales llamadas quarks. Así, los quarks, junto con los electrones (que pertenecen al grupo de los leptones), son los constituyentes fundamentales de la materia y las partículas más pequeñas que el hombre ha logrado identificar. Bajo este contexto, los quarks y leptones son las partículas elementales de la materia, es decir, son partículas que ya no están constituidas por otras más pequeñas e inclusive hasta hoy no se conoce que tengan estructura interna. Fue a través de experimentos de colisiones entre partículas elementales que se ha podido determinar la existencia de los quarks, siendo el físico americano Murray Gell-Mann, quien empezó con estas deducciones y por cuyas contribuciones se hizo acreedor al premio Nobel de Física en 1969. La palabra quark, acuñada por el mismo investigador, no tiene una traducción y connotación literal, sino que la obtuvo leyendo la frase <<Three quarts for Mister Mark>> del libro Finnegans Wake y bajo esa idea encajaba perfectamente con la evidencia experimental. Inicialmente Gell-Mann logró identificar tres tipos de quarks, los cuales debían existir en tres “sabores” distintos, a los que llamó quark arriba, abajo y extraño, encontrando además que debían poseer carga eléctrica fraccionaria con respecto a la del electrón. El quark arriba está cargado positivamente con 2/3 mientras que los otros dos poseen carga negativa de 1/3. Varias especies de quarks se combinan de manera específica para formar partículas como protones y neutrones. En general, se ha visto que en la naturaleza se dan partículas formadas por la combinación de tres quarks, por ejemplo el protón está formado por dos quarks arriba y uno abajo, mientras que el neutrón está formado por dos quarks abajo y uno arriba. ¿Coincide esta agrupación con la carga neta final del protón y neutrón? Es importante destacar que los quarks nunca han sido aislados u “obtenidos” a partir de las partículas más grandes que forman, pero su presencia dentro de los protones y neutrones sí se ha detectado de manera indirecta. Su origen se remonta hasta los momentos iniciales del Big Bang y aunque algunos solamente se encuentran en los rayos cósmicos y aceleradores, se cree que algún día fueron elementos formadores de la materia. Actualmente se reconocen otros tres tipos de quarks, llamados encantado, fondo y cima, siendo éste último descubierto apenas en 1995. Así, existen entonces 6 tipos de quarks, los cuales se agrupan en pares y se reconocen fácilmente por su “color” y “sabor”. ¿Quién dijo que los físicos no tienen sentido del humor?


A medida que fuimos revisado la evolución de la noción y estructura del átomo, hemos visto que a varios investigadores se les otorgó el premio Nobel, pero ¿sabes en realidad qué son estos premios?, ¿quién los otorga?, ¿por qué reciben este nombre? … Por tanto resulta muy interesante leer acerca de un poco de la historia detrás de estos premios.

Alfred Nobel … el científico y filántropo suecoAlfred Nobel … el científico y filántropo suecoAlfred Nobel … el científico y filántropo suecoAlfred Nobel … el científico y filántropo sueco

Algunos inventos y descubrimientos causan una gran polémica al momento de su llegada, pero la

invención de la dinamita por Alfred Nobel tuvo sin lugar a dudas repercusiones impactantes sin

precedentes.

A pesar de que la nitroglicerina ya se conocía antes de la época de Nobel como poderoso explosivo,

este compuesto aún era muy susceptible a explotar por sí solo durante su transportación,

almacenamiento y uso. Por tanto, se necesitaba una forma más segura y conveniente de la

nitroglicerina y eso fue lo que hizo Alfed Nobel precisamente. En 1867 preparó una mezcla de este

explosivo con diatomita o tierras diatomeas (material inerte y no tóxico obtenido a partir de algas

fosilizadas), logrando que la nitroglicerina fuera más segura y de fácil manejo sin perder sus grandes

propiedades explosivas. A esta mezcla la llamó dinamita y la empezó a comercializar empacada en

cartuchos de papel pergamino.

El mercado de la dinamita y sus cartuchos de detonación creció rápidamente y junto con sus trabajos

en la industria del aceite a partir del petróleo en los campos de Rusia, Nobel se convirtió en un exitoso

empresario y hombre de negocios, permitiéndole obtener fama a nivel mundial y una inmensa

fortuna, ya que la dinamita logró revolucionar la industria del carbono y del acero, al abrir las puertas

para ambiciosos proyectos de construcción a una escala inimaginable. Sin embargo, su invención

rápidamente también encontró aplicaciones militares que resultaron en la muerte de numerosas

personas.

Tal acontecimiento generó gran polémica entre las naciones y de hecho un periódico francés anunció

prematuramente la muerte de Alfred Nobel, en su obituario decía: “El Dr. Alfred Nobel, quien se hizo

millonario al encontrar la forma de matar a más gente más rápido que nadie murió ayer …” Cuando

esa nota llegó a manos de Nobel, más que enojo tuvo un gran efecto emocional sobre él, pues no

quería ser recordado por ser el responsable de la muerte de esas personas.

Desde entonces, Nobel se convirtió en pacifista y sintió la necesidad de aportar o regresar algo “bueno”

a la humanidad, motivándolo a donar gran parte de su fortuna en su testamento al momento de su

muerte en 1896 para la fundación de los premios Nobel y con ello honrar a los hombres u organismos

que hayan aportado a la humanidad investigaciones revolucionarias o que hayan contribuido al bien

común de la sociedad.

Así, la primera entrega de un premio Nobel se realizó en 1901 y desde entonces hasta hoy, el galardón

es entregado en mano por el rey de Suecia en Estocolmo, a excepción del premio de la Paz que se

entrega en Oslo, Noruega. Junto con la medalla del reconocimiento se entrega una fuerte suma de

dinero con la finalidad de que el investigador continúe aportando sus conocimientos sin verse impedido

por la cuestión económica para solventar sus investigaciones.


Las categorías en las cuales se entrega el premio Nobel son Física, Química, Medicina y Fisiología,

literatura, Economía y Fraternidad Internacional o Paz. Existen comités divididos por especialidades

que se encargan de destacar las aportaciones anuales más relevantes y cuya elección la hacen pública

en el mes de octubre de cada año para ser entregado el día 10 de diciembre, homenajeando el día del

fallecimiento de Alfred Nobel.

En el caso específico de México, solamente 3 personas han recibido tal distinción. Estos son Alfonso G.

Robles (1982), Octavio Paz (1990) y Mario Molina (1995), en las categorías de fraternidad internacional,

literatura y química, respectivamente.

Finalmente, Nobel por sí mismo aún es recordado como una figura de paradojas y contradicciones: un

hombre brillante y solitario; pesimista y a la vez idealista; quien inventó los poderosos explosivos

utilizados en las guerras modernas, pero quien al mismo tiempo sentó las bases de los premios

mundiales más prestigiados para honrar a los servicios intelectuales brindados a la humanidad. De esta

forma, la legacía de Alfred Nobel sigue presente en nuestros días.

3.1.83.1.83.1.83.1.8 Número atómico y número de masaNúmero atómico y número de masaNúmero atómico y número de masaNúmero atómico y número de masa

El número atómico de un elemento, representado con la letra Z, indica el número de protones que contiene un átomo y actualmente es el criterio de ordenamiento de los elementos conocidos en la tabla periódica.

Una vez que Rutherford reconoció la existencia del núcleo atómico, el siguiente paso era medir la carga eléctrica contenida en el mismo. El mismo Rutherford observó que el tamaño de las cargas positivas dependía del elemento que se estaba analizando; sin embargo, fue el físico inglés Henry Moseley (1887–1915), quien utilizando un tubo de rayos X, descubrió que la longitud de onda de los rayos X dependía de la carga nuclear del elemento particular bajo bombardeo. Encontró que elementos diferentes tenían cargas nucleares diferentes mientras que todos los átomos de un mismo elemento tenían la misma carga nuclear.


Así, la carga positiva sobre el núcleo de un átomo es lo que define su número atómico. Por ejemplo, el número atómico del cobre es 29, lo que significa que este elemento contiene 29 protones en el interior de su átomo y que ningún otro elemento puede tener la misma carga nuclear.

Por otro lado, el número de masa, representado con la letra A, indica el número de nucleones , es decir, equivale a la suma del número de protones (Z) y neutrones (N) que están contenidos dentro del núcleo de un átomo. Debido a que estas partículas son mucho más pesadas que el electrón, éstas son responsables de la masa “relativa” de un elemento. Recuerda que por conveniencia ambas partículas tienen una masa de 1 uma, de ahí que los números de masa son siempre números enteros. Así, si el sodio (Na) tiene 11 protones y 12 neutrones en su núcleo, esto implica que su número de masa es de 23 uma.

Para calcular el número de masa o nucleones de cualquier elemento se puede utilizar la expresión A = Z + N, o bien atendiendo los siguientes criterios. Número de Protones = Número atómico

Número de Electrones = Número de protones = Número atómico

Número de Neutrones = Número de Masa − Número atómico

Como se sabe, todos los átomos son eléctricamente neutros, por tanto el número atómico indirectamente también es una medida del número de electrones que contiene un átomo. Así, si el número atómico del sodio (Na) es 11 por ejemplo, esto significa que este elemento tiene 11 protones en su núcleo y 11 electrones alrededor de este último.


3.1.83.1.83.1.83.1.8.1.1.1.1 Isótopos, masa atómica y sus aplicacionesIsótopos, masa atómica y sus aplicacionesIsótopos, masa atómica y sus aplicacionesIsótopos, masa atómica y sus aplicaciones

Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número protones. No obstante, métodos experimentales han demostrado que en la mayoría de los casos las masas de todos los átomos de un elemento no son idénticas. Lo anterior se atribuye a la existencia de los isótopos. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen diferente masa. En consecuencia, los isótopos de un elemento tienen el mismo número de protones y electrones pero diferente número de neutrones. Por ejemplo, la siguiente imagen muestra los tres isótopos del hidrógeno:

Como puedes observar los tres isótopos de hidrógeno tienen el mismo número atómico, por lo que tienen igual número de protones y electrones, mientras que tienen diferente masa debido a que varían en su número de neutrones. ¿Sabías qué…?¿Sabías qué…?¿Sabías qué…?¿Sabías qué…?

Es imposible diferenciar a un isótopo de otro basándose en sus reacciones químicas ya que su comportamiento y reactividad están en función del número de electrones y no del número de neutrones. Por tanto, para separar los isótopos e incluso determinar la abundancia relativa de cada uno, se utilizan los espectrómetros de masas.


La masa de un núcleo es siempre menor que la suma de las masas de sus nucleones. Esta diferencia, llamada defecto de masa, explicado por la ecuación de Einstein, E=mc2, indica que los átomos no se desintegran por sí solos, sino que cierta masa de estas partículas se transforma en energía cuando se unen para formar el núcleo, haciéndolo más estable.


Continuando con el hidrógeno de ejemplo, vemos que la masa de sus tres isótopos está dada por números enteros, atribuidos a las masas individuales de los protones y neutrones (1 uma). Sin embargo, si consultas una tabla periódica, encontrarás que la masa reportada para el hidrógeno es de 1.0079 uma, ¿cómo puedes explicar esta discrepancia? En la naturaleza la mayoría de los elementos no existen como átomos individuales sino más bien como mezclas de isótopos. Por tanto, en realidad la masa atómica de un elemento está dada por el promedio de las masas de todos los isótopos estables que ocurren naturalmente de ese elemento. Este contexto permite explicar el por qué las masas atómicas de los elementos son números fraccionarios en comparación a los números de masa que siempre son números enteros. En el caso anterior se observa que el valor resultante, como era de esperar, está entre la masa de los dos isótopos (35 y 37 uma), aunque más cerca del Cl-35, pues éste es más abundante. De esta forma, la masa atómica promedio de los elementos químicos se puede calcular con el promedio de las masas de los distintos isótopos del elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, tal como se muestra en la siguiente expresión.

La notación o representación isotópica más habitual en química está dada por la expresión que se muestra a la derecha, donde X representa el símbolo de cualquier elemento, A su número de masa (como superíndice) y Z su número atómico (como subíndice).

Analicemos la imagen de la izquierda para comprender claramente la relación entre la mezcla de isótopos en la naturaleza y su impacto sobre la masa promedio de un elemento. Se sabe por ejemplo que el cloro tiene dos isótopos estables con masas de 35 y 37 uma, respectivamente. Supón que dentro de un contenedor están presentes 8 átomos de cloro, 6 de los cuales pesan 35 uma y los 2 restantes pesan 37 uma. Si calculamos la masa total de los átomos de cloro en la muestra nos daría 284 uma y a fin de obtener el valor promedio tendríamos que dividirlo entre 8, lo cual nos da un valor de 35.5 uma y es precisamente este valor el que se reporta en la tabla periódica para el cloro pues considera la masa de cada isótopo y su proporción en una muestra dada.


La masa atómica de un elemento es un valor relativo promedio, ya que está referido a la masa atómica del carbono-12, el cual desde 1961, es el estándar o patrón de comparación, en virtud que es el isótopo estable más abundante en la naturaleza. Así, de forma arbitraria, a este isótopo de referencia se le asignó un valor exactamente de 12 uma, siendo bastante conveniente ya que de esta forma ninguno de los átomos de los demás elementos tendrá una masa inferior a 1 uma, la cual como se dijo anteriormente, equivale a 1/12 de la masa de un átomo de C-12, o sea, 1.66 x 10–24 g. Todos los elementos tienen isótopos. De hecho, el número aproximado de isótopos o núclidos conocidos en la naturaleza es de 2000, de los cuales únicamente 300 son isótopos estables y el resto radiactivos. La siguiente tabla muestra los principales isótopos estables para los primeros 20 elementos según su número atómico.

En general, se observa que elementos con bajo número atómico tienen pocos isótopos, mientras que elementos con número atómico elevado pueden exhibir hasta docenas de ellos. Más aún, se sabe que todos los isótopos de elementos con un número atómico superior a 84 (incluyendo el polonio), son radioactivos, es decir, son inestables, ya que al ser más grandes, tienen más protones en el núcleo y se aumenta la repulsión entre ellos. Así, al no poder lograr mantener de manera indefinida su cohesión, su núcleo eventualmente con el tiempo se desintegrará emitiendo otras partículas o radiación electromagnética. Desintegraciones nuclearesDesintegraciones nuclearesDesintegraciones nuclearesDesintegraciones nucleares El polonio, por ejemplo, tiene 84 protones y 210 nucleones en total. Al ser radioactivo, el núcleo de polonio se convierte en otro núcleo mediante la siguiente reacción: Como se observa, el núcleo que se forma es un núcleo de plomo, con 82 protones y 206 nucleones, emitiéndose también una partícula alfa. ¿No resulta acaso este fenómeno algo increíble? ¿Será cierto entonces la transmutación de los alquimistas? ¿Será posible que otro elemento se convierta en oro?

HHHH HeHeHeHe LiLiLiLi BeBeBeBe BBBB CCCC NNNN OOOO FFFF NeNeNeNe NaNaNaNa MgMgMgMg AlAlAlAl SiSiSiSi PPPP SSSS ClClClCl AAAArrrr KKKK CaCaCaCa 1111 2222 3333 4444 5555 6666 7777 8888 9999 10101010 11111111 12121212 13131313 14141414 15151515 16161616 17171717 18181818 19191919 20202020 1H 3He 6Li 9Be 10B 12C 14N 16O 19F 20Ne 23Na 24Mg 27Al 28Si 31P 32S 35Cl 36Ar 39K 40Ca 2D 4He 7Li

11B 13C 15N 17O

21Ne

25Mg

29Si

33S 35Cl 38Ar 41K 42Ca

18O

22Ne

26Mg

30Si

34S

40Ar

43Ca

36S

44Ca

46Ca

48Ca


Las desintegraciones nucleares también son llamadas decaimientos y se clasifican dependiendo del tipo de partícula o radiación emitida: 1. Decaimiento alfa (α): Tipo de reacción en la que el núcleo de un átomo emite una partícula alfa. En consecuencia, la masa atómica (A) disminuye en 4 unidades mientras que el número atómico (Z) también disminuye en 2 unidades. 2. Decaimiento beta (β): Tipo de reacción en la que el neutrón de un núcleo se transforma en un protón y emite un electrón. Por tanto, la masa atómica (A) no se altera pero el número atómico (Z) incrementa en 1 unidad. 3. Decaimiento gamma (γ): Tipo de reacción en la que un núcleo de un átomo emite un fotón de alta energía. Así, no hay cambio en el número atómico (Z) ni el número de masa (A), simplemente un cambio de energía de un átomo excitado.

A diferencia de la energía, es importante mencionar que en los tres tipos de decaimientos radioactivos debe existir una conservación del número de nucleones (protones y neutrones) y electrones, es decir, la suma de ambas cantidades debe ser igual en ambos lados de la ecuación.

DecaimientoDecaimientoDecaimientoDecaimiento SímboloSímboloSímboloSímbolo Número Número Número Número de masa de masa de masa de masa

Carga Carga Carga Carga Cambio de A Cambio de A Cambio de A Cambio de A en el núclidoen el núclidoen el núclidoen el núclido

Cambio de ZCambio de ZCambio de ZCambio de Z en el núclidoen el núclidoen el núclidoen el núclido

AlfaAlfaAlfaAlfa α 4 +2 Disminuye en 4 Disminuye en 2

BetaBetaBetaBeta β 0 –1 Sin cambio Aumenta en 1

GamGamGamGammmmmaaaa γ 0 0 Sin cambio Sin cambio


Cuando un núcleo se transforma por decaimiento radioactivo en otro núcleo que también es inestable, este último volverá a decaer creándose así una serie radioactiva como la siguiente. ¿Qué tipo de emisión se produce en cada caso? Por otro lado, ten en cuenta que cada núcleo radioactivo se desintegra según su intensidad con una rapidez específica llamada tiempo de vida de media, siendo distinto para cada especie. Así, por ejemplo, hay isótopos que se desintegran en menos de un segundo, mientras que otros pueden dudar hasta miles de años sin desintegrarse.


Los isótopos, principalmente radioactivos, tienen una vasta aplicación en nuestra vida cotidiana, siendo marcadores eficientes en sistemas fisicoquímicos y biológicos que permiten, entre otras aplicaciones, el tratamiento de tumores, la esterilización de materiales, los cambios genéticos en plantas, la datación de fósiles, la conservación de alimentos, alarmas contra incendios y la producción de energía. La tabla siguiente resume la aplicación de isótopos comunes en la actualidad: IsótopoIsótopoIsótopoIsótopo Vida mediaVida mediaVida mediaVida media ApApApAplicaciónlicaciónlicaciónlicación

HidrógenoHidrógenoHidrógenoHidrógeno----3333 12.43 años Determinación del contenido corporal total de agua

CarbonCarbonCarbonCarbonoooo----14141414 5730 años Trazador biológico y datación arqueológica de material orgánico

SodioSodioSodioSodio----24242424 15 horas Detección de obstrucciones en el sistema circulatorio

FósforoFósforoFósforoFósforo----32323232 14.28 días Detección de cáncer de piel y trazador en agricultura durante el crecimiento y reproducción de plantas

PotasioPotasioPotasioPotasio----40404040 1.2 x 109 años Datación de rocas, corteza terrestre y lunar

CromoCromoCromoCromo----51515151 27.7 días Determinación del volumen de glóbulos rojos y del volumen total de sangre

HierroHierroHierroHierro----59595959 46.3 días Cinética de la formación y estabilidad de glóbulos rojos

CobaltCobaltCobaltCobaltoooo----60606060 5.3 años Trazador en reacciones químicas, tratamiento de cáncer por radiación, irradiación de alimentos para eliminación de brotes

ItrioItrioItrioItrio----90909090 64.1 horas Terapia contra el cáncer hepático

TecnecioTecnecioTecnecioTecnecio----99999999 6 horas Obtención de imágenes de encéfalo y otros órganos

YodoYodoYodoYodo----131131131131 8.1 días Detección y tratamiento de la glándula tiroides a través de tomografías computarizadas

CesioCesioCesioCesio----137137137137 30.2 años Trazador para identificar las fuentes de suelo erosionado

GadolinioGadolinioGadolinioGadolinio----153153153153 240.4 días Determinación de la densidad ósea

TalioTalioTalioTalio----201201201201 3 días Localización de músculo cardiaco dañado durante pruebas de esfuerzo y resistencia

PlomoPlomoPlomoPlomo----210210210210 22.3 años Datación de capas depositadas por arena y suelo

RadioRadioRadioRadio----226 226 226 226 1602 años Terapia del cáncer por radiación

UranioUranioUranioUranio----235235235235 7.1 x 108 años Producción y enriquecimiento de reactores nucleares

PlutonioPlutonioPlutonioPlutonio----239239239239 2.4 x 104 años Producción de energía y armas nucleares

AmericioAmericioAmericioAmericio----241241241241 432 años Alarmas contra incendio y detectores de humo


Competencia: Reconoce las partículas subatómicas y resuelve cálculos sencillos


Con base en la abundancia de 238U y 232Th en una estrella distante, astrónomos europeos han calculado la antigüedad del universo en al menos 12.5 ± 3 miles de millones de años.


La radiación natural a la que está expuesta la población proviene de la desintegración de isótopos radioactivos en la corteza terrestre (Radón 40%), tratamientos médicos (17%), rayos cósmicos (12%), radiación gamma (15%) y radiación interna (15%). ¿Cuáles son los isótopos radioactivos que forman parte de los seres vivos?

Completa el siguiente cuadro acerca de las partículas subatómicas y el número de masa de los elementos. Si es necesario consulta la tabla periódica.

ElementoElementoElementoElemento Número Número Número Número atómicoatómicoatómicoatómico

Número de Número de Número de Número de protonesprotonesprotonesprotones

Número de Número de Número de Número de electroneselectroneselectroneselectrones

Número de Número de Número de Número de neutronesneutronesneutronesneutrones

Número de Número de Número de Número de masamasamasamasa

BBBB 5 6

SiSiSiSi 14 28

LiLiLiLi 3 7

34 45

ArArArAr 18 12

BrBrBrBr 35 79

80 199

PPPP 15 31

FFFF 9 10

Resuelve los siguientes problemas acerca de isótopos y masa atómica:

1. El átomo A tiene un número de masa de 36 y un número atómico de 16. El átomo B tiene un número atómico de 18 y un número de masa de 36.

a. ¿Cuántos protones tiene el átomo A? b. ¿Cuántos neutrones tiene el átomo B? c. ¿Son los átomos A y B isótopos del mismo elemento?

Actividad 4

Actividad 5


Competencia: Reconoce las partículas subatómicas, los isótopos y resuelve cálculos sencillos relacionados

2. La siguiente tabla describe cuatro átomos:

ÁÁÁÁtomtomtomtomoooo AAAA

ÁÁÁÁtomtomtomtomoooo BBBB

ÁÁÁÁtomtomtomtomoooo CCCC

ÁtomoÁtomoÁtomoÁtomo DDDD

# # # # protonprotonprotonprotoneeeessss 10 11 11 10

# # # # neutronneutronneutronneutroneeeessss 11 10 11 10

# # # # electronelectronelectronelectroneeeessss 10 11 11 10

a. ¿Son los átomos A y B isótopos del mismo elemento? b. ¿Son los átomos A y D isótopos del mismo elemento? c. ¿Cuál es el número de masa del átomo A? d. ¿Cuál es el número de masa del átomo D? 3. Una muestra de litio contiene 30% de 6Li (6.015 uma) y 70% de 7Li (7.016 uma), ¿cuál es la masa atómica promedio de la muestra? 4. Calcula la masa atómica del neón (Ne), el cual existe como una mezcla de: Ne-20, masa de 19.992 uma (90.48%), Ne-21, masa de 20.993 uma (0.27%) y Ne-22, masa de 21.991 uma (9.25%). … Asume el reto 5. El nitrógeno tiene una masa atómica promedio de 14.006 uma y existe en forma de 2 isótopos: N-14 y N-15. Las abundancias relativas de estos isótopos son 99.964 y 0.366%, respectivamente. Si la masa del N-14 es 14.003 uma, calcula la masa del otro isótopo.

6. El oxígeno tiene 3 isótopos con masa de 16, 17 y 18 uma, respectivamente. De éstos el O-17 es el más raro y tiene una abundancia de 0.039%. Si la masa atómica promedio del oxígeno es 16.004 uma, calcula la abundancia relativa de los otros 2 isótopos.


Competencia: Describe las aplicaciones y desventajas de algunos isótopos radioactivos

Investiga cuáles isótopos radioactivos y de qué forma se utilizan para los siguientes beneficios a la humanidad. Menciona las desventajas en cada categoría, según sea el caso.

Datación arqueológica

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

Irradiación de alimentos

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

Medicina nuclear

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________ Detectores de humo

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

Actividad 6


Competencia: Reconoce y describe los peligros de la radioactividad

Investiga cuáles son los peligros y contaminantes de la radioactividad. ¿Recuerdas el caso inicial de Marie Curie? Investiga además si existen en México plantas nucleares e indica cuál es la finalidad de éstas. ¿Qué medidas de seguridad se deben tomar cuando se está expuesto a radiaciones? ¿Lo has comprobado en alguna visita al médico u hospital? ____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

3.1.9 3.1.9 3.1.9 3.1.9 NieNieNieNiels Bohr y su modelo culs Bohr y su modelo culs Bohr y su modelo culs Bohr y su modelo cuantizadoantizadoantizadoantizado

Tal como se mencionó anteriormente, el modelo planetario de Rutherford no podía explicar ciertos fenómenos conocidos, por lo que la pregunta principal era ¿qué ocurre en el átomo que impide que los electrones pierdan energía constantemente y caigan sobre el núcleo? Tenía que existir algo que los mantuviera en órbitas de tamaño fijo, pero ¿qué era?

Fue hasta 1913, cuando el científico Danés, Niels Bohr (1885–1962), utilizando los conceptos básicos del átomo de Rutherford y la energía cuantizada (descubierta en 1900 por Max Planck), propuso el modelo cuantizado del átomo para explicar cómo es que los electrones podían tener órbitas estables alrededor del núcleo. El modelo de Bohr, llamado después modelo cuántico, se resume a continuación en los siguientes puntos, y por cuya contribución fue galardonado con el premio Nobel de Física en 1922.

Actividad 7


1. El átomo está compuesto por un núcleo central, denso y muy pequeño en donde se concentra la mayor parte de su masa debido a los protones que contiene en su interior.

2. Los electrones del átomo sólo pueden existir en órbitas o capas energéticas únicas que giran alrededor del núcleo. Estas órbitas tienen forma circular o concéntrica y se representan con la letra “n”. Los valores para “n” son números enteros positivos (n= 1, 2, 3, 4, etc). Ocasionalmente las órbitas también se pueden denotar con letras, comenzado por K, L, M y así sucesivamente.

3. Los electrones de las órbitas más cercanas al núcleo, tienen menor radio y menor cantidad de energía que aquellos que ocupan posiciones más alejadas del núcleo.

4. El electrón tiene una cantidad de energía definida y característica de acuerdo a la órbita en la cual se mueva, indicando que su energía está cuantizada, de forma tal que sólo puede tomar ciertos valores de energía permitidos.

5. Mientras un electrón ocupe una órbita, éste no absorberá ni emitirá energía. No obstante, los átomos pueden exhibir dos estados energéticos: El estado basal que es el de menor energía y de gran estabilidad y el estado excitado, siendo inestable y de alta energía.

Cuando se calienta o aplica energía a un átomo, los electrones del estado basal la absorben y debido a que la energía está cuantizada, estos electrones excitados brincan hacia órbitas superiores, a través de movimientos llamados transiciones o saltos cuánticos. De igual forma pero en sentido opuesto, esos electrones eventualmente deben regresar al estado basal y cuando lo hacen liberan la cantidad extra de energía que habían absorbido en forma de fotones o energía radiante (luz).


El punto 5 de la teoría de Bohr permite entender y explicar correctamente la formación de espectros atómicos, la cual fue una de las fallas del modelo de Rutherford. Por tanto, es necesario profundizar más en este punto y a la vez describir algunas generalidades de la luz y sus fenómenos.

Recuerda que la diferencia de energía entre los estados excitado y basal durante una transición cuántica se observa en forma de fotones o cuantos de luz, los cuales al ser un tipo de radiación electromagnética poseen una longitud de onda y frecuencia característica, la cual puede estar asociada a un color en particular si está dentro del rango de la luz visible (400–750 nm).

Para un átomo dado, pueden existir muchos tipos de transiciones cuánticas procedentes de órbitas superiores a otras de menor energía y cada una de ellas emitirá fotones con diferentes frecuencias. Por tanto, los procesos de emisión y absorción dan origen a un conjunto de series, es decir, secuencias de líneas que corresponden a transiciones cuánticas en un espectro atómico. Cada una de estas series fue nombrada según su descubridor y corresponde a una región diferente del espectro electromagnético. De éstas, la serie de Balmer, en la cual los electrones excitados terminan en la segunda órbita (n=2) constituye el único grupo de líneas en la región de luz visible.

Así, durante una excitación atómica, un electrón puede estar en una órbita o en otra pero nunca entre ellas. Además, el valor de la energía absorbida (cuando pasa de una órbita de menor a una de mayor energía) tiene que ser igual al valor de la energía emitida (cuando pasa de una órbita de mayor a una de menor energía).

El movimiento de un electrón a través de sus niveles de energía puede compararse con el ascenso de una escalera. Los pies representan electrones y los peldaños las órbitas. Se comienza en el suelo (estado basal) y al ir ascendiendo por la escalera se mueven los pies (electrones) y vamos ganando altura (un peldaño u órbita). Uno se puede mover solamente de un peldaño a otro; no hay lugar para poner los pies entre los ellos, es decir, están “cuantizados”. Si se pierde energía, uno cae a tierra, retornando el electrón-pie al estado basal. La única falsa de esta analogía es que los peldaños de la escalera están separados a intervalos regulares y este hecho no es verdad en las órbitas de energía del electrón.


3.1.9.1 3.1.9.1 3.1.9.1 3.1.9.1 El espectro electromagnéEl espectro electromagnéEl espectro electromagnéEl espectro electromagnéticoticoticotico

El espectro electromagnético es el conjunto ordenado de todos los tipos de radiación existentes. Consiste en distintos tipos de energía que viajan y se propagan en el espacio en forma de ondas a una velocidad constante de 3 x 108 m, es decir, a la velocidad de la luz (c). Recuerda que las ondas no poseen masa pero sí son capaces de acarrear energía a medida que viajan a través del espacio.

Usualmente la radiación electromagnética se clasifica en 7 grupos de acuerdo a sus niveles característicos de energía, longitud de onda y frecuencia: ondas de radio, microondas, luz infrarroja, luz visible, luz ultravioleta, rayos X y rayos gama.


Como puedes observar, la parte visible del espectro es realmente muy pequeña en relación con los otros tipos de energía. De izquierda a derecha, el espectro muestra un incremento de energía. Este incremento se manifiesta en un incremento en la frecuencia y a la vez en una disminución de la longitud de onda.

Recuerda que las ondas y su movimiento ondulatorio tienen características específicas que determinan sus propiedades, tales como su velocidad, altura o amplitud y otras más, siendo las dos siguientes las más relevantes para entender sus diferencias:

a) Longitud de onda (λ) – es una medida de la distancia que recorre una onda. Equivale a la distancia que existe entre una cresta o valle al siguiente. Se reporta usualmente en nanómetros (1 nm = 1 x 10–9 m).

b) Frecuencia (ν) – es el número de ondas que atraviesan un punto en un determinado período de tiempo. Generalmente se reporta como el número de ciclos (ondas) por cada segundo, por lo que sus unidades son ciclos/seg, también llamados Hertz (Hz).

La frecuencia de toda radiación electromagnética (ν) está relacionada con su longitud de onda (λ) y la velocidad de la luz (c) de acuerdo a la siguiente expresión:

Posteriormente en 1900, el físico Alemán, Max Planck (1858–1947) propone la teoría cuántica de la energía radiante, la cual establece que “la energía radiante (luz) sólo puede ser emitida o absorbida en cantidades discretas llamadas cuantos”. Planck desarrolló una ecuación que define la energía de ese cuanto de luz en términos de la frecuencia de la radiación (ν) y una constante (h) que lleva su nombre y que tiene un valor experimental de 6.626 x 10–34 J·s.:

Así, un cuanto o quantum es la mínima cantidad de energía que puede ser absorbida o emitida. En 1905, Albert Einsten propuso que los cuantos son paquetes de energía discontinuos llamados “fotones”.


Competencia: Reconoce la fuente, aplicaciones y propiedades generales de la radiación electromagnética

Por otro lado, sustituyendo el valor de la frecuencia en la primera ecuación sobre la segunda, obtenemos otra expresión que es muy útil para resolver problemas acerca del espectro electromagnético:

A partir de las ecuaciones anteriores, vemos claramente que la materia, al igual que la energía radiante (luz), tiene un carácter dual, ya que puede comportarse tanto como onda o como partícula. Además, se pueden inferir las siguientes deducciones, mismas que se observan en el acomodo del espectro electromagnético:

1. La frecuencia de una radiación es directamente proporcional a su longitud de onda.

2. La energía de un fotón es directamente proporcional a su frecuencia.

3. La energía de un fotón es inversamente proporcional a su longitud de onda.

Investiga un poco más acerca del espectro electromagnético y sus radiaciones de manera que completes el siguiente cuadro:

RadiaciónRadiaciónRadiaciónRadiación Rango de Rango de Rango de Rango de frecuencia (MHz)frecuencia (MHz)frecuencia (MHz)frecuencia (MHz)

Rango de longitud Rango de longitud Rango de longitud Rango de longitud de onda (nm)de onda (nm)de onda (nm)de onda (nm)

OrigenOrigenOrigenOrigen AplicacionesAplicacionesAplicacionesAplicaciones

Ondas de radioOndas de radioOndas de radioOndas de radio

MicroondasMicroondasMicroondasMicroondas

InfrarrojoInfrarrojoInfrarrojoInfrarrojo

Luz visibleLuz visibleLuz visibleLuz visible

UltravioletaUltravioletaUltravioletaUltravioleta

Rayos XRayos XRayos XRayos X

Rayos gRayos gRayos gRayos gamaamaamaama

Actividad 8


Competencia: Reconoce las diferentes entre los distintos tipos de radiación electromagnética

Competencia: Resuelve cálculos sencillos relacionados con el espectro electromagnético

¿Cuáles son las diferencias entre los rayos X y los rayos gama? ¿Cuáles consideras que son más peligrosos? Justifica tu respuesta e investiga cuáles son las medidas de seguridad para trabajar con ambos tipos de radiación.

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

Resuelve los siguientes problemas acerca del espectro electromagnético:

1. La longitud de onda de la luz verde de un semáforo es de 522 nm, ¿cuál es la frecuencia de esta radiación?

2. La energía de un fotón es de 5.87 x 10–20 J, ¿cuál es su longitud de onda en nm?

3. La luz amarilla emitida por una lámpara de vapor de sodio tiene una longitud de onda de 589 nm, ¿cuál es la energía de un fotón de esta radiación?

4. El ojo humano normal responde a la luz visible de longitudes de onda que fluctúan entre 390 y 710 nm. Determina el intervalo de frecuencias del ojo humano en MHz.

Actividad 9

Actividad 10


3.1.9.2 3.1.9.2 3.1.9.2 3.1.9.2 La luz y los espectros atómicosLa luz y los espectros atómicosLa luz y los espectros atómicosLa luz y los espectros atómicos


Un objeto aparece coloreado solamente cuando absorbe ciertas longitudes de onda de la luz blanca y al mismo tiempo refleja otras. El color que observamos es predominantemente el de los colores reflejados.

Estos fenómenos luminosos interesaron a los científicos de finales del siglo XIX y principios del siglo XX, por lo que empezaron a relacionar el proceso de la emisión luminosa por los átomos con su estructura. De hecho, el modelo atómico de Niels Bohr, a diferencia del de Rutherford, satisface y explica correctamente el espectro atómico del hidrógeno, pero ¿qué son realidad los espectros atómicos?, ¿son iguales a los de la dispersión de luz? Para responder a tales incógnitas, profundicemos un poco más en el tema.

Cuando los vapores o gases de una sustancia se calientan o se hacen pasar a través de una corriente eléctrica, se encontró que la sustancia se tornaba luminosa, es decir, que producía un espectro único de radiación electromagnética. No obstante, a diferencia del espectro continuo que se obtiene de la dispersión de la luz blanca, estos espectros eran discontinuos ya que estaban compuestos de longitudes de onda individuales, o sea, que cuando se dispersaban por el prisma y se proyectaban en la pantalla aparecían como líneas sólidas, indicando que ciertas longitudes de onda fueron absorbidas y el resto pasaba fácilmente.

Cuando se hace pasar un rayo de luz blanca a través de un prisma, la luz se dispersa o descompone en una imagen en la cual se encuentran todos los colores del arcoíris: rojo, naranja, amarillo, verde, azul y violeta. A esta imagen se le llama espectro continuo ya que las bandas de color no tienen límites de separación entre ellas. El color de la luz está determinado por su longitud de onda o frecuencia. El aparato para observar los espectros se llama espectroscopio.


Así, en 1885 J.J. Balmer encontró el espectro de emisión del hidrógeno y fue hasta 1913 cuando Neils Bohr con su modelo atómico pudo finalmente explicarlo: el electrón puede absorber o emitir sólo aquellos fotones que tengan la energía correcta y que coincidan exactamente con la diferencia de energía entre dos órbitas, creando una línea en su espectro de absorción o emisión.

Lo anterior indica que los espectros atómicos son discontinuos o de líneas y pueden ser de dos tipos dependiendo del tipo de transición cuántica:

a) Espectros de absorción – sólo ciertas longitudes de onda tienen la energía correcta para ser absorbidas (transiciones cuánticas) y por tanto aparecerán como bandas o líneas oscuras en un fondo colorido ya que la mayoría de los fotones logran atravesar la muestra gaseosa.

b) Espectros de emisión – los electrones previamente excitados al regresar a su estado basal liberan fotones que corresponden a la diferencia de energía entre dos órbitas (transiciones cuánticas) y por tanto aparecerán como bandas o líneas de color sobre un fondo oscuro ya que únicamente estos fotones logran atravesar el prisma de difracción.

Por ejemplo, cuando el electrón de la órbita 1 en el átomo de hidrógeno se excita y brinca hasta la órbita 5, sólo tres transiciones cuánticas en la región de la luz visible son permitidas (5→2, 4→2 y 3→2) y son precisamente las que se observan en su espectro de emisión.


¿Sabías qu¿Sabías qu¿Sabías qu¿Sabías qué…?é…?é…?é…?

El helio (He) fue descubierto por primera vez a través del análisis del espectro de absorción de la luz proveniente del sol. De hecho, el nombre del elemento proviene del griego helios que significa sol, siendo el elemento más abundante de esta estrella.

Los electrones excitados y sus manifestaciones en forma de luz y color son parte común e importante de nuestra vida viaria. Por ejemplo podemos mencionar la incandescencia amarilla de una lámpara de vapor de sodio en el alumbrado público, la incandescencia anaranjada de los anuncios de neón, la roja en los láseres de helio. Los juegos artificiales son otro claro ejemplo de la emisión de luz a partir de transiciones cuánticas.

De acuerdo a la ley de Kirchhoff, todo cuerpo absorbe las mismas radiaciones que es capaz de emitir. Esto significa que los espectros de absorción y emisión para un mismo elemento son “copias negativas” uno del otro, tal como se observa a la izquierda para el átomo de hidrógeno. Desafortunadamente el modelo atómico de Bohr sólo pudo explicar el espectro del hidrógeno, el átomo más sencillo, ya que fue incapaz de explicar el de átomos con más de un electrón.

No obstante, recuerda que los átomos no emiten todos los colores, sino solamente ciertas longitudes onda. Por tanto, el espectro de líneas para cada elemento es único. De hecho, las líneas características en un espectro atómico se utilizan con frecuencia en el análisis químico para su identificación ya que corresponden a su “huella digital”.

Si una luz es monocromática se debe a que producto de la excitación de fotones con una sola longitud de onda característica. Por otro lado, otras fuentes luminosas, tales como lámparas fluorescentes, emiten luces de distinta longitud de onda, de forma tal que la distribución espectral es parecida a la de la luz solar.


Los juegos artificiales… fusión deLos juegos artificiales… fusión deLos juegos artificiales… fusión deLos juegos artificiales… fusión de lalalala química y el artequímica y el artequímica y el artequímica y el arte

RojoRojoRojoRojo

Sr, LiSr, LiSr, LiSr, Li

AnaranjadoAnaranjadoAnaranjadoAnaranjado

CaCaCaCa

VerdeVerdeVerdeVerde

BaBaBaBa

PlateadoPlateadoPlateadoPlateado

Mg, Al, TiMg, Al, TiMg, Al, TiMg, Al, Ti

AmarilloAmarilloAmarilloAmarillo

NaNaNaNa

DoradoDoradoDoradoDorado

FeFeFeFe

AzulAzulAzulAzul

CuCuCuCu

VioletaVioletaVioletaVioleta

K, RbK, RbK, RbK, Rb

Probablemente uno de los usos del fuego más bellos y entretenidos en química se

da durante la pirotecnia o juegos artificiales, los cuales ocurren por la combustión

no explosiva de ciertos materiales que pueden generar llamas, chispas y/o humos.

El descubrimiento de la pirotecnia, o mejor dicho la formulación de la pólvora, se

cree que ocurrió por accidente hace aproximadamente 2000 años en China.

Los tipos más comunes de juegos artificiales son los petardos, los cohetes y las

luces de bengala, quienes a pesar de sus diferencias, son mucho más que una

forma de entretenimiento. De hecho, los juegos artificiales son el resultado de un

interesante esfuerzo por combinar la ciencia y las artes, resultando en la

producción de tres formas de energía fácilmente notorias: una tremenda

liberación de sonido, una luz brillante y la producción de calor.

Básicamente los juegos artificiales consisten de una fuente de energía, tal como

una mezcla de una sustancia combustible y un agente oxidante que reaccionan,

produciendo altas temperaturas. Así mismo, contienen sales inorgánicas que son

las responsables de las luces de colores brillantes.

Para la producción de color, existen básicamente 2 mecanismos: incandescencia y

luminiscencia. El primer tipo es luz producida por calor, mientras que el segundo es

luz producida usando fuentes energéticas distintas al calor. Algunos metales al

arder, tal como el magnesio, emiten luz muy brillante y además son útiles para

elevar la temperatura de los juegos artificiales.

Las luces coloridas que observamos en el cielo durante los juegos artificiales

provienen de los electrones de los iones metálicos que absorben energía y que

brincan a órbitas superiores y que eventualmente regresan a su estado basal,

emitiendo cantidades especificas de energía que corresponden a luces de colores.

Consecuentemente, los ingredientes químicos para la producción de juegos

artificiales son seleccionados cuidadosamente para producir colores específicos. Más

aún, por años, este fenómeno ha sido la base de la prueba de ensayos a la flama

en los laboratorios de química para identificar el elemento desconocido en una

mezcla dada.


Competencia: Aplica la radiación electromagnética para comprender y resolver problemas sencillos del modelo atómico actual

Resuelve los siguientes problemas o cuestionamientos acerca del modelo de Bohr y su relación con los espectros atómicos:

1. Un átomo de hidrógeno absorbe suficiente energía de manera tal que su electrón basal alcanzó la órbita 5. ¿Cuántas líneas espectrales en total esperarías observar en su espectro atómico? ¿Cuántas de estas líneas corresponden a las series de Lyman, Balmer y Paschen? Haz un diagrama para mostrar tu razonamiento.

2. La siguiente imagen muestra el espectro de emisión del hidrógeno. Como puedes ver aparecen cuatro bandas coloridas. ¿A qué series o región del espectro electromagnético corresponden? Con base al análisis total de bandas del problema anterior, identifica cada una con la transición correspondiente y deduce cuáles de las 4 bandas representan el fotón con mayor y menor frecuencia?

3. Considera los siguientes valores hipotéticos de energía para las órbitas de un átomo dado: E1 = 9 x 10–19 J, E3 = 13 x 10–19 J y E4 = 15 x 10–19 J.

a. ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) para un fotón necesario para excitar un electrón desde la órbita 1 hasta la cuarta?

b. ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) para un fotón que se emite cuando el electrón regresa de la órbita 3 hasta su estado basal?

Actividad 11


3.1.3.1.3.1.3.1.10 Sommerfeld y 10 Sommerfeld y 10 Sommerfeld y 10 Sommerfeld y sus órbitas elípticassus órbitas elípticassus órbitas elípticassus órbitas elípticas

Tal como se mencionó el modelo de Bohr y sus propios cálculos pudieron aplicar correctamente para el espectro del átomo de hidrógeno, pero no al de otros átomos más pesados. Se necesitaba más información teórica para resolverlo. Así, para 1915, el científico alemán Arnold Sommerfeld (1868–1951) retomó las nociones atómicas de Rutherford y Bohr y mejoró el modelo cuántico existente.

3.1.3.1.3.1.3.1.11 El modelo actual … la mecánica cuántica11 El modelo actual … la mecánica cuántica11 El modelo actual … la mecánica cuántica11 El modelo actual … la mecánica cuántica

El “modelo” actual del átomo, también llamado modelo cuántico-mecánico, es el resultado de la integración de diferentes investigaciones realizadas en la década de 1920 con base en complejos cálculos matemáticos, destacando las aportaciones de Erwin Schrödinger, Max Born, Paul Dirac y Pascual Jordan.

La mecánica cuántica consiste en describir a los electrones en términos matemáticos como si éstos tuvieran comportamiento de onda (como la luz) y de partícula (con masa) al mismo tiempo. Bajo este contexto, estas ideas sustituyeron a las de Bohr y a partir de 1928 hasta nuestros días se considera que los electrones no están en órbitas alrededor del núcleo, sino que se localizan en orbitales o regiones de energía alrededor del núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar al electrón.


Un orbital atómico también se denomina con las siglas REEMPE que significan Región Espacio Energética de Manifestación Probabilística Electrónica.

Sommerfeld coincidía en que el átomo estaba compuesto por un núcleo central de carga positiva y alrededor de él giraban los electrones, en la misma cantidad que protones, en órbitas o capas energéticas. Sin embargo, Sommerfeld dijo que tales órbitas estaban en realidad formadas por subcapas u orbitales (representados con la letra l), las cuales no sólo podían ser circulares sino también elípticas. Así, al existir orbitas elípticas se podían explicar la gran cantidad de líneas o bandas espectrales sucesivas en los espectros de átomos distintos al hidrógeno.


Antes de describir los modelos atómicos de Schrödinger y Dirac-Jordan que satisfacen la noción actual del átomo, procedamos a explicar brevemente la información más relevante que estos investigadores utilizaron para proponer y justificar sus modelos.

Einsten supuso que la luz que incidía sobre la placa metálica consta de cuantos o fotones de luz y que, cuando la luz ultravioleta o rayos x eran absorbidos por el metal, su energía era tal que alcanzaba para arrancar el electrón del metal y a la vez impulsarlo con una energía proporcional a la de la frecuencia de la luz que le incidía.

El efecto fotoeléctrico es muy importante ya que es la base actual para entender el aprovechamiento de la energía solar mediante las fotoceldas, el funcionamiento de los sensores en las cámaras digitales y los electroscopios. Más aún, esta explicación originó aceptación final de la idea del cuanto luminoso en íntima relación con la teoría cuántica, es decir, demostró la interacción entre la luz y la materia; contribución que le hizo a Einstein acreedor del premio nobel de Física en 1921.

De Broglie y la dualidad de la materiaDe Broglie y la dualidad de la materiaDe Broglie y la dualidad de la materiaDe Broglie y la dualidad de la materia

ElElElEl efecto fotoeléctricoefecto fotoeléctricoefecto fotoeléctricoefecto fotoeléctrico

En 1905, el físico nacido en Alemania pero nacionalizado americano, Albert Einstein (1879–1955) explicó teóricamente el efecto fotoeléctrico, conocido y descubierto desde 1887 por los experimentos de Hertz y J.J. Thomson.

Este efecto consiste en la emisión de electrones a partir de la superficie de un metal cuando éste es expuesto a una luz incidente de alta energía.

Fue hasta 1924 y gracias a los estudios doctorales de Louis de Broglie (1892–1987), un científico francés, que fue aceptada por toda la comunidad científica el principio de la dualidad de la materia, la cual establece que “la materia, al igual que la luz, exhibe una dualidad de onda/partícula”.

Así, los electrones se comportan diferente según el fenómeno en el que actúan, es decir, son corpúsculos durante las colisiones moleculares y son ondas durante los fenómenos de difracción. De Broglie fue galardonado con el premio Nobel de Física en 1929.


3.1.3.1.3.1.3.1.11111111.1 El átomo.1 El átomo.1 El átomo.1 El átomo de Schröndingerde Schröndingerde Schröndingerde Schröndinger

Erwin Schrödinger (1887–1961), físico austriaco, sostuvo la concepción dual de la materia (De Broglie) y basándose en la energía cuantizada (Max Planck) y el principio de Incertidumbre (Heisenberg), logró obtener en 1926 una ecuación bastante complicada que hoy en día es la base científica de la mecánica cuántica u ondulatoria y se le conoce como Ecuación de onda de Schrödinger. Esta ecuación plantea la posibilidad de conocer simultáneamente la posición y la energía de un electrón.

Su modelo mecánico-cuántico abandona totalmente la concepción de que los electrones son como esferas diminutas y cargadas negativamente que giran en torno a un núcleo,

sino que son descritos por medio de una función de onda (Ψ), en el cual el cuadrado de esta función representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio llamada orbital o REEMPE, tal como lo definió Heinsenberg.

Lo anterior nos indica que no debe confundirse el concepto de orbital con el de órbita, que corresponde al modelo de Bohr: una órbita es una trayectoria perfectamente definida que sigue el electrón, y por tanto es un concepto muy alejado de la mecánica probabilística.

Heisenberg y el principio de incertidumbreHeisenberg y el principio de incertidumbreHeisenberg y el principio de incertidumbreHeisenberg y el principio de incertidumbre

En 1926, el físico alemán Werner Heisenberg (1901–1976) formuló el principio de incertidumbre, contribución fundamental para el modelo actual del átomo. Según este principio es imposible conocer con precisión simultáneamente la posición y la velocidad del electrón, ya que al determinar la velocidad se altera el valor real de su posición o viceversa. Por tal contribución Heisenberg se hizo acreedor al premio Nobel de Física en 1932.

Lo anterior implica que no se puede saber dónde está el electrón en un momento dado, pero sí cuál sería la posibilidad de encontrarlo en algún lugar de la nube electrónica que rodea al núcleo. Puedes ver que la probabilidad es mayor donde el color es más intenso y cada vez se va haciendo menor a medida que el electrón se aleja del núcleo.


La solución de la ecuación de onda, proporciona valores numéricos, llamado números cuánticos, que nos permiten explicar el comportamiento de los electrones dentro del átomo. Para entonces, Schrödinger reconocía el número cuántico principal (n) descrito por Bohr, el número cuántico secundario (l) propuesto por Sommerfeld e introdujo un tercero, el número cuántico magnético (m).

3.1.3.1.3.1.3.1.11.2 El átomo de Dirac11.2 El átomo de Dirac11.2 El átomo de Dirac11.2 El átomo de Dirac----JordanJordanJordanJordan

Las teorías atómicas … un resumenLas teorías atómicas … un resumenLas teorías atómicas … un resumenLas teorías atómicas … un resumen

Bajo el mismo concepto de Schrödinger, el inglés Paul Dirac (1902–1984) y el alemán Pascual Jordan (1902–1980), coincidían en que dada la naturaleza tan pequeña del electrón, éste no podía ocupar una órbita sino más bien debía concentrarse alrededor de un orbital o nube electrónica difusa. Así, en 1928, y trabajando de manera independiente, formularon una versión algo abstracta de la mecánica cuántica llamada teoría de la transformación, en la cual basándose en la ecuación de onda de Schrödinger, introducen un cuarto número cuántico, denominado spin (s), además de los ya conocidos n, l y m, permitiéndoles explicar todo comportamiento de los electrones en un átomo, conocimiento que hasta el día de hoy ya no se ha modificado a pesar de los avances tecnológicos e instrumentos que permiten demostrar la existencia de los átomos y sus partículas subatómicas.

Como has podido observar a lo largo de la evolución del la noción del átomo, desde los tiempos de Demócrito (siglo IV a.C.) y de Dalton (1803) hasta Schrödinger (1926), nuestro conocimiento del átomo ha sufrido muchas modificaciones y en grado considerable, y así surgió un modelo del átomo más exacto, aunque complejo.

El siguiente diagrama resume la evolución de las teorías atómicas, indicando las generalidades y antecedentes de cada propuesta.


Competencia: Describe y valora las aportaciones históricas al modelo atómico actual

Completa el siguiente cuadro de manera que resumas las principales diferencias y aportaciones de los distintos modelos atómicos.

Científico Nombre del modelo

Contribución o mejoría con respecto al modelo anterior

Fallas, desventajas o inconvenientes

Demócrito

Dalton

Thomson

Rutherford

Bohr

Sommerfeld

Schrödinger

Actividad 12


Competencia: Construye una línea del tiempo para resumir el desarrollo histórico de las teorías atómicas

Elabora una línea del tiempo que muestre la evolución de los modelos atómicos de los científicos de la actividad 11 en conjunto con el descubrimiento de las partículas subatómicas, los rayos X, la radioactividad, la dualidad de la materia, el efecto fotoeléctrico y el principio de incertidumbre.


Durante la ocupación nazi a Dinamarca (1940), Bohr disolvió su medalla de oro del premio Nobel en agua regia para que las autoridades alemanas no se la confiscaran. Afortunadamente, como el oro es muy poco reactivo y muy difícil de disolver, después de la guerra, recuperó el oro y con éste le fue rehecha la medalla.

3.2 Números cuánticos3.2 Números cuánticos3.2 Números cuánticos3.2 Números cuánticos

De acuerdo con el modelo cuántico-mecánico del átomo, cada electrón puede ser descrito en función de cuatro números cuánticos, simbolizados con las letras n, l, m y s. Estos números se obtuvieron a partir de los trabajos de Schröndiger y Dirac-Jordan y nos permiten calcular la energía del electrón y predecir el área o volumen alrededor del núcleo donde se les puede encontrar con mayor probabilidad.

Cada electrón en un átomo tiene un conjunto de valores único y específico de números cuánticos, de tal forma que éstos son útiles para identificar las propiedades de los orbitales y la de los electrones que los ocupan.

Actividad 13


Número cuántico principal (Número cuántico principal (Número cuántico principal (Número cuántico principal (nnnn))))

Describe el tamaño y la energía de cada órbita o capa energética alrededor del núcleo. Este número puede tener cualquier valor entero positivo; no obstante, para los elementos conocidos, los valores van únicamente de n=1 a n=7. Debido a que la distancia de un electrón al núcleo es directamente proporcional su energía, la capa n=1 es la de menor energía.

Hay una cantidad máxima de electrones que pueden existir en un determinado nivel de energía. Este valor depende del número cuántico principal y se determina mediante la siguiente ecuación, la cual es consecuencia de la ley de Rydberg y la regla de Bury:

Cantidad máxima de electrones = 2n2, donde n representa el número cuántico principal.

Por ejemplo, cuando n=2, el número máximo de electrones que pueden existir en la segunda órbita son ocho, debido a que 2·(2)2 = 8. Así, podemos calcular este valor máximo para las otras órbitas:

Órbita o nivel de energíaÓrbita o nivel de energíaÓrbita o nivel de energíaÓrbita o nivel de energía 1111 2222 3333 4444 5555 6666 7777

SímboloSímboloSímboloSímbolo K L M N O P Q

Cantidad máxima de electronesCantidad máxima de electronesCantidad máxima de electronesCantidad máxima de electrones 2 8 18 32 50 72 98

Ten en cuenta que en realidad los valores obtenidos a partir de la órbita 5 son teóricos, pues ningún elemento de los conocidos llena completamente esa órbita ni las otras superiores. Además, de acuerdo con la regla del octeto, explicada más adelante en el texto, los átomos para ser estables, no pueden tener más de 8 electrones en su órbita más externa.

Número cuántico secundario (Número cuántico secundario (Número cuántico secundario (Número cuántico secundario (llll))))

También llamado número cuántico azimutal o angular. Este número determina el subnivel o subcapa dentro del nivel principal de energía, indicando además la forma de la nube electrónica u orbital alrededor del núcleo. Los valores que l puede tomar van desde 0 hasta n–1. Por ejemplo, si n=1 → l =0

n=2 → l =0, 1

n=3 → l =0, 1, 2

n=4 → l =0, 1, 2, 3

Los subniveles fueron recibieron nombres a medida que cada nueva serie de líneas espectrales iba siendo descubierta. Por ello los subniveles se representan con las letras s (sharp), p (principal), d (diffuse) y f (fundamental).


SubnivelSubnivelSubnivelSubnivel RepresentaciónRepresentaciónRepresentaciónRepresentación FormaFormaFormaForma

llll = = = = 0000 s Esférica

llll = = = = 1111 p Mancuerna

llll = = = = 2222 d Doble mancuerna

llll = = = = 3333 f Distorsionada

Una órbita tendrá tantos subniveles según sea el valor del número cuántico principal:

Órbita o nivel de energía (Órbita o nivel de energía (Órbita o nivel de energía (Órbita o nivel de energía (nnnn)))) 1111 2222 3333 4444

Número de Subniveles (Número de Subniveles (Número de Subniveles (Número de Subniveles (llll)))) 1 2 3 4

RepresentaciónRepresentaciónRepresentaciónRepresentación s s, p s, p, d s, p, d, f

El número máximo de electrones que pueden existir por subnivel está dado por la expresión 2(2l + 1). Por ejemplo, si l =2, el número máximo de electrones que puede contener se calcula mediante 2[2(2) + 1] = 10.

SubnivelSubnivelSubnivelSubnivel ssss pppp dddd ffff

Cantidad máxima de electronesCantidad máxima de electronesCantidad máxima de electronesCantidad máxima de electrones 2 6 10 14

Número cuántiNúmero cuántiNúmero cuántiNúmero cuántico magnético (co magnético (co magnético (co magnético (mmmm))))

Representa la orientación permitida de los orbitales electrónicos en el espacio. Cada subnivel consta de uno o más orbitales, por lo que el número cuántico magnético describe el número de orbitales de determinada clase en cada órbita o nivel principal de energía. Recuerda que cada orbital se llena máximo con 2 electrones.


El número cuántico magnético puede tomar valores desde –l hasta +l, incluyendo el cero. Para orbitales p por ejemplo, donde l =1, m puede tener tres valores, –1, 0 y +1, es decir, hay tres orbitales p. El número de orbitales posibles en cada subnivel es:

SubnivelSubnivelSubnivelSubnivel FormaFormaFormaForma Valores de Valores de Valores de Valores de mmmm

llll = 0= 0= 0= 0 s 0

llll = 1= 1= 1= 1 p –1, 0, +1

llll = 2= 2= 2= 2 d –2, –1, 0, +1, +2

llll = 3= 3= 3= 3 f –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

El número de orbitales posibles por cada tipo de subnivel está dado por 2l + 1.

SubnivelSubnivelSubnivelSubnivel ssss pppp dddd ffff

Número de orbitales Número de orbitales Número de orbitales Número de orbitales 1 3 5 7


El número de orbitales posibles por órbita o nivel energético está dado por n2.

ÓrbitaÓrbitaÓrbitaÓrbita 1111 2222 3333 4444

Número de orbitalesNúmero de orbitalesNúmero de orbitalesNúmero de orbitales 1 4 9 16

Los químicos describen a la órbita y al subnivel en los cuales se encuentra un orbital con un código o notación especial de dos caracteres. Por ejemplo, un electrón se puede encontrar en el orbital 1s o 2p. El número indica la órbita (n=1 o n=2) mientras que la letra representa o identifica al tipo de subnivel, s es un solo orbital esférico mientras que p puede ser cualquiera de los tres orbitales posibles en forma de mancuerna (px, py o pz).

Número cuántico por espín (Número cuántico por espín (Número cuántico por espín (Número cuántico por espín (ssss))))

Describe la orientación de giro del electrón sobre su propio eje, como si éste fuera un trompo. En realidad, los átomos por su tamaño se comportan como magnetos pequeños. Es el único número cuántico que no resulta de la ecuación de onda de Schrödinger, sino que proviene de los movimientos rotacionales y vibracionales del electrón alrededor del núcleo.

Los número cuánticos… un resumenLos número cuánticos… un resumenLos número cuánticos… un resumenLos número cuánticos… un resumen

Número Número Número Número cuánticocuánticocuánticocuántico

SSSSímboloímboloímboloímbolo VaVaVaValores lores lores lores posiblesposiblesposiblesposibles

SignificadoSignificadoSignificadoSignificado

PrincipalPrincipalPrincipalPrincipal n 1,2,3 …. ∞ Tamaño y energía de las órbitas

AngularAngularAngularAngular l 0… n–1 Forma de los subniveles

MagnéticoMagnéticoMagnéticoMagnético m –l … 0 … +l Orientación de los orbitales

EspínEspínEspínEspín s + ½ , – ½ Giro del electrón

El número cuántico por espín puede tomar solamente 2 valores permitidos: + ½ o – ½. Las dos orientaciones generalmente también se designan por las flechas ↑ y ↓, las cuales representan el giro del electrón en dirección de las manecillas del reloj y en dirección contraria. Esto significa que en un orbital dado, los dos electrones deben tener espín opuesto.


Recuerda que:

• Los tres números cuánticos (n, l y m) que describen un orbital deben ser números enteros positivos.

• “n” no puede ser cero.

• “l” sólo puede ser un entero comprendido entre cero y n–1

• “m” sólo puede ser un entero entre –l y +l, incluyendo el cero.

• “s” se asigna arbitrariamente como + ½ o – ½ excepto cuando se tenga una combinación definida de n, l y m, donde solo puede tomar uno de los dos valores posibles.

• Una órbita es un grupo de orbitales que tienen el mismo número cuántico principal. Por ejemplo, los orbitales 2s y 2p.

• El subnivel es un grupo de orbitales que tienen el mismo número cuántico secundario. Por ejemplo, los tres orbitales 2p: 2px, 2py y 2pz. Como estos orbitales pertenecen a un mismo nivel, tienen entonces la misma cantidad de energía y se les llama orbitales degenerados.

ÓrbitaÓrbitaÓrbitaÓrbita nnnn

SubnivelSubnivelSubnivelSubnivel llll

NotaciónNotaciónNotaciónNotación OrientaciónOrientaciónOrientaciónOrientación mmmm

Orbitales Orbitales Orbitales Orbitales por subnivelpor subnivelpor subnivelpor subnivel (2(2(2(2llll + 1)+ 1)+ 1)+ 1)

Orbitales Orbitales Orbitales Orbitales por órbitapor órbitapor órbitapor órbita

nnnn2222

Electrones Electrones Electrones Electrones por subnivelpor subnivelpor subnivelpor subnivel 2(22(22(22(2llll + 1)+ 1)+ 1)+ 1)

Electrones Electrones Electrones Electrones popopopor órbitar órbitar órbitar órbita

2n2n2n2n2222 1111 0 1s 0 1 1 2 2

2222 0 2s 0 1 4 2 8

1 2p –1, 0, +1 3 6

3333

0 3s 0 1

9

2

18 1 3p –1, 0, +1 3 6

2 3d –2,–1, 0,+1,+2 5 10

4444

0 4s 0 1

16

2

32 1 4p –1, 0, +1 3 6

2 4d –2,–1, 0,+1,+2 5 10

3 4f –3, –2,–1, 0,+1,+2,+3 7 14


Competencia: Describe y aplica los valores y significados de los números cuánticos

Responde los siguientes cuestionamientos acerca de los números cuánticos:

1. Completa el siguiente cuadro con la información faltante:

Nivel de energía 1 2 3 4 5

Número máximo de subniveles

Número máximo de orbitales

Número máximo de electrones

2. Los siguientes grupos de números cuánticos (n, l y m) representan un electrón en un átomo. Identifica el orbital en el que se encuentran.

a) (2,0,0) ___________ e) (5,3,–3) ___________

b) (3,2,1) ___________ f) (2,1,–1) ___________

c) (5,1,–1) ___________ g) (4,1,–1) ___________

d) (4,2,2) ___________ h) (4,3,–2) ___________

3. ¿Cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m y s) son imposibles, es decir, no pueden existir? Márcalos con una X y justifica tu respuesta.

a) (2,1,0,+1/2) ___________ e) (1,0,1/2,+1/2) ___________

b) (3,0,0,±1/2) ___________ f) (3,2,2,1) ___________

c) (3,2,–3,+1/2) ___________ g) (2,2,1,+1/2) ___________

d) (6,3,0,+1/2) ___________ h) (3,3,–2,–1/2) ___________

4. ¿Cuántos electrones s, p, d, f y g son posibles en el nivel de energía n=5? ¿Coincide con la expresión 2n2?

______________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________

5. Cuando dos electrones están localizados en un mismo orbital, ¿qué se puede decir sobre los valores de sus cuatro números cuánticos?

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

Actividad 14


3.3.3.3.3333 Configuración electrónicaConfiguración electrónicaConfiguración electrónicaConfiguración electrónica

El conocimiento sobre la distribución de los electrones en un átomo contribuye a la mejor comprensión de las propiedades químicas de cualquier elemento. Se denomina configuración electrónica a la distribución de los electrones en los diferentes orbitales atómicos.

Para representar esquemáticamente la distribución de los electrones en las órbitas, recuerda que los protones y los neutrones forman el núcleo y se sitúan en su interior; mientras que los electrones están en las capas electrónicas alrededor de éste. Así, aplicando la regla de Bury y recordando que la última y penúltima órbita no puede tener más de 8 y 18 electrones, respectivamente, es posible dibujar la distribución electrónica de Bohr, tal como se muestra en la siguiente imagen para los primeros 20 elementos.

Para distribuir los electrones en las diferentes órbitas o niveles de energía se usa la regla de Bury (1921), también utilizada por Bohr, la cual establece que el número máximo de electrones en los diferentes niveles de energía (n), es igual al duplo del cuadrado del valor de la órbita. Así, la primera capa puede contener como máximo 2 electrones, la segunda 8, la tercera 18 y la cuarta 32. En la práctica ningún nivel energético excede de 32 electrones.


Nótese que la distribución electrónica de Bohr es muy general ya que no hace referencia a subniveles ni orbitales específicos donde se encuentran los electrones. Por tanto, si queremos mayor información, la configuración electrónica debe indicar entonces el orden y la cantidad de electrones que están distribuidos en los distintos orbitales alrededor del núcleo. Tal orden de ocupación está basado en los diferentes valores de energía de cada uno de ellos y se puede predecir a través de los principios de Aufbau y de máxima sencillez.

El principio de Aufbau, también llamado construcción o edificación progresiva por su significado en alemán, indica que cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de menor energía, pero ¿cómo sabemos qué orbitales son más energéticos que otros?

El principio de Máxima sencillez de Yeou Ta, también llamado de mínima energía, establece que un electrón es más energético mientras mayor sea la suma de sus números cuánticos principal y secundario (n + l). En el caso de que la suma sea igual, será más energético el de mayor nivel (n). Así, al establecer un orden creciente de energía para los orbitales o subniveles tendríamos:

Nivel de energíaNivel de energíaNivel de energíaNivel de energía ((((nnnn + + + + llll))))

OrbitalOrbitalOrbitalOrbital Orden deOrden deOrden deOrden de ocupaciónocupaciónocupaciónocupación

1 + 0 = 1 1s 1 2 + 0 = 2 2s 2 2 + 1 = 3 2p 3 3 + 0 = 3 3s 4 3 + 1 = 4 3p 5 3 + 2 = 5 3d 7 4 + 0 = 4 4s 6 4 + 1 = 5 4p 8 4 + 2 = 6 4d 10 4 + 3 = 7 4f 13 5 + 0 = 5 5s 9 5 + 1 = 6 5p 11 5 + 2 = 7 5d 14 5 + 3 = 8 5f 17 6 + 0 = 6 6s 12 6 + 1 = 7 6p 15 6 + 2 =8 6d 18 7 + 0 = 7 7s 16 7 + 1 = 8 7p 19

De acuerdo con la tabla anterior, la distribución electrónica de los átomos seguirá el siguiente orden: 1s, 2s 2p, 3s 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Observa que las energías de los dos primeros niveles difieren considerablemente entre sí, pero esta diferencia se hace menor para los niveles siguientes, pudiendo ocurrir que un orbital con un número más pequeño de n sea de mayor energía que un orbital con un número más alto de n. Por ejemplo, el orbital 3d tiene mayor energía que el orbital 4s, presentándose una anteposición de orbitales (que se hace más compleja a medida que se aumenta a niveles superiores).


A fin de no memorizar el diagrama anterior y sin necesidad de calcular la energía individual de cada orbital en función de la suma de sus 2 primeros números cuánticos, la regla de los diagonales o diagrama de Möeller es sumamente útil y fácil de usar:

Se acomodan los diferentes orbitales en renglones y después se trazan flechas diagonales o paralelas entre las columnas escritas.

Para leer el orden de los orbitales, se toma la primera flecha por el extremo opuesto a la punta; se sigue y se anotan los orbitales que vaya cruzando. Cuando se termina la primera flecha, se toma la segunda igualmente y se sigue el mismo procedimiento y así sucesivamente.

Para obtener la configuración electrónica completa de un elemento, necesitamos saber cuántos electrones posee y distribuirlos en los orbitales disponibles siguiendo el orden de llenado anterior. Por tanto, tomando como referencia al número atómico de un elemento (Z) como número total de electrones, se procede a escribirlos como exponente en cada orbital con base al orden del principio de Aufbau, tal como se muestra a la derecha.


ElementoElementoElementoElemento Número Número Número Número atómicoatómicoatómicoatómico

Configuración Configuración Configuración Configuración electrónicaelectrónicaelectrónicaelectrónica

HHHH 1 1s1

HeHeHeHe 2 1s2

LiLiLiLi 3 1s2,2s1

BeBeBeBe 4 1s2,2s2

BBBB 5 1s2,2s22p1

CCCC 6 1s2,2s22p2

NNNN 7 1s2,2s22p3

OOOO 8 1s2,2s22p4

FFFF 9 1s2,2s22p5

NeNeNeNe 10 1s2,2s22p6

NaNaNaNa 11 1s2,2s22p6,3s1

MgMgMgMg 12 1s2,2s22p6,3s2

AlAlAlAl 13 1s2,2s22p6,3s23p1

SiSiSiSi 14 1s2,2s22p6,3s23p2

PPPP 15 1s2,2s22p6,3s23p3

SSSS 16 1s2,2s22p6,3s23p4

ClClClCl 17 1s2,2s22p6,3s23p5

ArArArAr 18 1s2,2s22p6,3s23p6

KKKK 19 1s2,2s22p6,3s23p6,4s1

CaCaCaCa 20 1s2,2s22p6,3s23p6,4s2

EEEEl uso del kernel en la configuración electrónical uso del kernel en la configuración electrónical uso del kernel en la configuración electrónical uso del kernel en la configuración electrónica

Las configuraciones electrónicas para átomos con muchos electrones pueden resultar algo laboriosas; en estos casos, es posible utilizar el kernel, que es una abreviación de las distribuciones electrónicas. El kernel de un átomo se define como la representación de la configuración electrónica de un gas noble que está contenida en la del elemento que se desea desarrollar. Los gases nobles son: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). Éstos son utilizados como abreviación debido a que sus electrones internos son químicamente inertes bajo condiciones normales de reacción y principalmente porque estos electrones están localizados en órbitas o niveles de energía totalmente llenos, de ahí que se diga que su configuración electrónica es “perfecta”.

Al escribir la configuración electrónica de los elementos recuerda que:

1. Cada nuevo electrón deberá añadirse en el orbital disponible de menor energía, es decir, debe seguirse el orden de llenado según el principio de Aufbau.

2. En virtud que el orden de llenado anterior es producto del principio de la máxima sencillez, la configuración electrónica que se obtiene es la de un átomo en su estado basal o fundamental.

2. El número máximo de electrones para los subniveles s, p, d y f es 2, 6, 10 y 14, respectivamente.

3. Sólo hasta que un orbital se llene al máximo de su capacidad es cuando se pueden añadir más electrones en los orbitales siguientes.

3. La suma de todos los superíndices o exponentes debe ser igual al número atómico del elemento.


Gas Gas Gas Gas noblenoblenoblenoble

SímboloSímboloSímboloSímbolo Número Número Número Número atómicoatómicoatómicoatómico

Electrones Electrones Electrones Electrones externosexternosexternosexternos

HelioHelioHelioHelio He 2 1s2

NeónNeónNeónNeón Ne 10 2s22p6

ArgónArgónArgónArgón Ar 18 3s23p6

KriptónKriptónKriptónKriptón Kr 36 4s24p6

XenónXenónXenónXenón Xe 54 5s25p6

RadónRadónRadónRadón Rn 86 6s26p6

Elemento Configuración electrónica completa Configuración electrónica abreviada

4Be 1s2,2s2 [He]2s2

13Al 1s2,2s22p6,3s23p1 [Ne]3s23p1

17Cl 1s2,2s22p6,3s23p5 [Ne]3s23p5

35Br 1s2,2s22p6,3s23p6,4s2,3d10,4p5 [Ar]4s2,3d10,4p5

48Cd 1s2,2s22p6,3s23p6,4s2,3d10,4p6,5s2,4d10 [Kr]5s2,4d10

Excepciones a la configuración Excepciones a la configuración Excepciones a la configuración Excepciones a la configuración electrónicelectrónicelectrónicelectrónicaaaa

El principio de Aufbau y el de máxima sencillez nos permiten predecir la configuración electrónica en el estado basal para todos los elementos conocidos. No obstante, existen algunos elementos cuya configuración electrónica es diferente a la cual podíamos esperar u obtener con base a los criterios anteriores. Por ejemplo, analicemos el caso de cromo, cobre y plata:

Configuración electrónica esperada Configuración electrónica correcta

24Cr [Ar]4s2,3d4 [Ar]4s1,3d5

29Cu [Ar]4s2,3d9 [Ar]4s1,3d10

47Ag [Ar]5s2,4d9 [Ar]5s1,4d10

La razón para tales anomalías involucra generalmente la inusual estabilidad que adquieren algunos orbitales cuando éstos se encuentran totalmente llenos o bien llenos con la mitad de su capacidad. En el caso del cromo por ejemplo, al mover un electrón de un orbital 4s al orbital de energía similar 3d, el cromo intercambia un orbital lleno por dos orbitales llenos a la mitad.

Para utilizar el kernel como forma abreviada de configuraciones electrónicas, se escribe entre corchetes el símbolo del gas noble cuyo número atómico sea menor al del elemento a desarrollar y finalmente, siguiendo el principio de Aufbau, se escriben los orbitales restantes. Veamos los siguientes ejemplos:


La mayor parte de las anomalías o excepciones a la configuración electrónica ocurren en elementos con número atómico superior a 40, donde la diferencia de energía entre los orbitales es muy pequeña. En todos los casos, la transferencia de un electrón de un orbital a otro disminuye la energía total del átomo en virtud que disminuye la repulsión entre electrones.

Afortunadamente, son alrededor de 19 elementos los que no cumplen con los principios del llenado de orbitales, por lo que para efectos de este curso introductorio de química, no será necesario identificarlos ni memorizarlos. Por tanto, a manera de consulta, la siguiente tabla muestra la configuración electrónica de todos los elementos conocidos.


Diagramas de orbitalDiagramas de orbitalDiagramas de orbitalDiagramas de orbital

También llamada configuración electrónica vectorial, los diagramas de orbital, son un tipo de notación que muestra gráficamente cómo los orbitales de un subnivel van siendo ocupados por electrones. Para dibujar diagramas de orbitales se deben consideran los siguientes puntos:

1. Cada orbital se representa por una línea o círculo.

2. Cada orbital puede tener 2 electrones como máximo de espines opuestos.

3. Los electrones se representan mediante flechas cuya dirección representa su espín.

4. El número de orbitales para los subniveles s, p, d y f es 1, 3, 5 y 7, respectivamente.

5. En caso de orbitales degenerados se deben indicar todos los orbitales disponibles.

6. El llenado de los electrones debe cumplir la regla de Hund o de máxima multiplicidad.

ElementoElementoElementoElemento Configuración Configuración Configuración Configuración electrónicaelectrónicaelectrónicaelectrónica

Diagrama de orbiDiagrama de orbiDiagrama de orbiDiagrama de orbitaltaltaltal

1111HHHH 1s1

2222HeHeHeHe 1s2

3333LiLiLiLi 1s2,2s1

4444BeBeBeBe 1s2,2s2

5555BBBB 1s2,2s22p1

6666CCCC 1s2,2s22p2

7777NNNN 1s2,2s22p3

8888OOOO 1s2,2s22p4

9999FFFF 1s2,2s22p5

10101010NeNeNeNe 1s2,2s22p6

Regla de HundRegla de HundRegla de HundRegla de Hund::::

Con el fin de asumir las condiciones energéticas más estables, todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón.

La regla de Hund se basa en parte en el hecho de que los electrones se repelen mutuamente. Al ocupar orbitales diferentes, los electrones mantienen la distancia máxima entre sí, y las repulsiones electrón-electrón son mínimas.


Paramagnetismo y diamagnetismoParamagnetismo y diamagnetismoParamagnetismo y diamagnetismoParamagnetismo y diamagnetismo

La distribución de los electrones en el átomo y la presencia o ausencia de electrones desapareados o no compartidos origina la existencia de 2 fenómenos magnéticos:

a) Paramagnetismo: Es la débil atracción de las sustancias por campos magnéticos. Tal atracción se manifiesta en átomos que presentan electrones desapareados.

b) Diamagnetismo: Es la repulsión de las sustancias por campos magnéticos. Tal repulsión se manifiesta en átomos que sólo tienen electrones apareados.

El electrón diferencialEl electrón diferencialEl electrón diferencialEl electrón diferencial

Es el último electrón que entra en la configuración electrónica de un elemento. Se llama electrón diferencial debido a que permite diferenciar entre un elemento y otro, según su ubicación en la tabla periódica. El siguiente diagrama muestra en rojo el electrón diferencial para los elementos dados.

Principio de Exclusión de PauliPrincipio de Exclusión de PauliPrincipio de Exclusión de PauliPrincipio de Exclusión de Pauli::::

No hay dos electrones en un mismo átomo que tengan sus cuatro números cuánticos iguales. Es decir, los electrones de un mismo orbital deben tener espines opuestos a fin de minimizar la repulsión entre ellos.


Es posible determinar los cuatro números cuánticos para cada electrón en un átomo. Así, la siguiente tabla muestra por ejemplo los números cuánticos para los electrones de los orbitales 1s, 2s, 2p y 3s.

OrbitalOrbitalOrbitalOrbital ElectrónElectrónElectrónElectrón nnnn llll mmmm ssss

1s2

1 1 0 0 + ½

2 1 0 0 – ½

2s2

3 2 0 0 + ½

4 2 0 0 – ½

2p6

5 2 1 –1 + ½

6 2 1 0 + ½

7 2 1 +1 + ½

8 2 1 –1 – ½

9 2 1 0 – ½

10 2 1 +1 – ½

3s2

11 3 0 0 + ½

12 3 0 0 – ½

Sin embargo, únicamente resultan importantes los números cuánticos del electrón diferencial ya que éste determinará sus propiedades y su ubicación en la tabla periódica. Así, debes ser capaz de obtener estos 4 números a partir del diagrama de orbital de un átomo.


ElementoElementoElementoElemento

Último orbitalÚltimo orbitalÚltimo orbitalÚltimo orbital

Diagrama de orbitalDiagrama de orbitalDiagrama de orbitalDiagrama de orbital

Números cuánticos del Números cuánticos del Números cuánticos del Números cuánticos del electrón diferencialelectrón diferencialelectrón diferencialelectrón diferencial nnnn llll mmmm ssss

6666CCCC 2p2

2 1 0 + ½

9999FFFF 2p5

2 1 0 – ½

18181818ArArArAr 3p6

3 1 +1 – ½

19191919KKKK 4s1

4 0 0 + ½

26262626FeFeFeFe 3d6

3 2 –2 – ½

94949494PuPuPuPu 5f6

5 3 +2 + ½

Los elementos se clasifican de acuerdo al orbital en el cual se encuentre su electrón diferencial en 3 categorías y es precisamente esta clasificación quien da la forma de la tabla periódica convencional así como el nombre de los bloques que la componen. Así, los elementos pueden ser:

a) Representativos: aquellos cuyo electrón diferencial se localiza en un orbital “s” o “p”.

b) De Transición: aquellos cuyo electrón diferencial se localiza en un orbital “d”.

c) De Transición interna: aquellos cuyo electrón diferencial se localiza en un orbital “f”.


Competencia: Utiliza y conoce la tabla periódica cuántica para obtener los números cuánticos de los elementos

La tabla cuántica que se muestra en la página siguiente es un instrumento muy útil para identificar fácilmente los cuatro números cuánticos del electrón diferencial de un átomo dado. En este arreglo visual, los elementos están acomodados en forma creciente de su número atómico, de tal forma que, su ubicación y propiedades químicas están en función de la distribución electrónica obtenida a partir de los valores de sus números cuánticos.

La tabla cuántica ubica a los elementos en 8 líneas horizontales, llamadas períodos y señalados a la izquierda. Éstos son el resultado de la suma de los valores de n + l que presentan los elementos. De igual forma, los elementos se distribuyen en 32 columnas verticales, llamados grupos. Éstos se caracterizan porque elementos pertenecientes al mismo grupo presentan valores iguales de l, m y s (localizados en la parte superior), siendo solo el valor de n el que varía de un elemento a otro.

Empleando la tabla cuántica, es muy fácil conocer la configuración electrónica de los átomos, específicamente el último subnivel y los electrones que este tiene. Para ello, primero se localiza el elemento en la tabla y se busca su valor de n siguiendo los renglones en diagonal hacia la derecha, luego se encuentran los valores de l, m y s, ubicados en línea vertical hacia arriba. Así, para el calcio, con número atómico 20, se observa que su último orbital debe ser 4s2, ya que su electrón diferencial tiene los siguientes números cuánticos:

• n se encuentra a la derecha y es 4. • l se encuentra en la misma columna hasta arriba y es 0. • m se encuentra debajo de l y es 0. • s se encuentra debajo de m y es el segundo electrón del orbital con espin –½.

A pesar de la utilidad de la tabla cuántica, es importante recordar que los grupos y períodos de esta agrupación no están relacionados con la forma en que están agrupados los elementos en la tabla periódica convencional, misma que se explicará con detalle en el próximo bloque.

Usando la tabla cuántica, determina el último orbital de la configuración electrónica para los siguientes elementos. Así mismo, determina el valor de los números cuánticos de su electrón diferencial.

12Mg = 53I =

27Co = 78Pt =

33As = 95Am =

Actividad 15


Los electrones de valenciaLos electrones de valenciaLos electrones de valenciaLos electrones de valencia

Son aquellos que se encuentran en la órbita más externa de un átomo y que pueden participar en la formación de enlaces químicos. Es decir, los electrones de valencia son los responsables de las propiedades y reactividad de un elemento.

Los electrones de valencia se pueden identificar fácilmente a partir de la configuración electrónica del elemento en cuestión, tal como se indica a continuación:

1. Si el elemento es representativo, los electrones de valencia serán aquellos que se encuentren en la última capa, ya sea únicamente los del orbital “s” o bien los de los orbitales “s”y “p” cuando existan.

2. Si el elemento es de transición, los electrones de valencia serán aquellos que se encuentren en el orbital “s” de la última capa así como aquellos electrones en el orbital “d” de la penúltima capa, siempre y cuando ésta esté incompleta, o sea, tenga menos de 10 electrones.

3. Si el elemento es de transición interna, los electrones de valencia serán aquellos que se encuentren en el orbital “s” de la última capa así como aquellos electrones en el orbital “f” de la penúltima capa, siempre y cuando ésta esté incompleta, o sea, tenga menos de 14 electrones.


Responde los siguientes cuestionamientos acerca de la configuración electrónica de los elementos:

1. Dibuja el diagrama electrónico de Bohr para los siguientes elementos. Consulta una tabla periódica para los números atómicos.

Carbono Flúor Magnesio

2. Indica cuál de los siguientes orbitales no existe.

a) 6s b) 3p c) 2d d) 5f e) 3f f) 1p

3. Indica qué orbital de los pares siguientes se llena primero durante la distribución electrónica de un átomo:

a) 5s o 5p b) 6s o 5p c) 6s o 4f d) 5s o 4d

e) 4f o 6p f) 4d or 5p g) 2s o 2p h) 5d o 6p

4. Identifica las configuraciones electrónicas que correspondan a un átomo en estado basal y las que representan un estado excitado.

a) 1s2 f) 1s2,2s22p3,3s2

b) 1s2,2s22p5,4s1 g) 1s2,2s22p6,3s23p6,4s2,3d10

c) 1s2,2s1 h) 1s2,2s22p5,3d1

d) 1s2,2s22p6,3s2,3d1 i) 1s2,2s22p6,3s2,4s2

e) 1s2,2s22p5 j) 1s2,2s22p3,3p3

Actividad 16


5. Escribe la configuración electrónica para los siguientes elementos y subraya los electrones de valencia. Puedes utilizar la forma abreviada o kernel. Consulta la tabla periódica para los números atómicos.

Elemento Configuración electrónica

He _______________________________________

N _______________________________________

O _______________________________________

Na _______________________________________

Al _______________________________________

S _______________________________________

Cl _______________________________________

Ca _______________________________________

Ni _______________________________________

Zn _______________________________________

Br _______________________________________

Sb _______________________________________

Cs _______________________________________

Hg _______________________________________

Cf _______________________________________

6. Identifica cuáles elementos tienen la siguiente configuración electrónica:

a) [Ar]4s2,3d10,4p1 d) [Kr]5s2,4d7

b) 1s2,2s22p5 e) [Xe]6s2,4f14,5d10,6p2

c) [Xe]6s2 f) [Ar]4s2,3d3

7. Dibuja el diagrama de orbital para los átomos que tengan la siguiente configuración electrónica. Indica además si exhiben paramagnetismo o diamagnetismo.

a) 1s2,2s22p5

b) 1s2,2s22p6,3s23p3

c) 1s2,2s22p6,3s23p6,4s2,3d7


Competencia: Desarrolla e interpreta configuraciones electrónicas y las relaciona con los números cuánticos y el modelo atómico actual

8. Dibuja el diagrama de orbital para los siguientes elementos e indica el valor de los 4 números cuánticos de su electrón diferencial.

a) Boro

b) Sodio

c) Cloro

d) Calcio

e) Titanio

f) Arsénico

g) Praseodimio

9. Indica cuál de los siguientes diagramas de orbital no satisfacen la regla de Hund.

10. Observa el siguiente diagrama de orbital y responde las preguntas que se indican.

a. Obtén el valor de los 4 números cuánticos de su electrón diferencial.

b. ¿Cuántos electrones de valencia tiene?

c. Identifica el número atómico del elemento. ¿Cuál es su nombre?

d. ¿Es un elemento representativo, de transición o transición interna?


QQQQuímicauímicauímicauímica en acciónen acciónen acciónen acción Construyendo modelos atómicos

Propósito: Representar mediante modelos atómicos caseros la evolución de las distintas teorías que explican la estructura del átomo. Materiales:

• Pelotas de unicel • Cartulina • Palillos de Madera • Lápices de colores • Plastilina • Plumones • Hojas de fomi de color • Estambre

Analiza y concluye: 1. Construye un cuadro, similar al de la actividad 12 de este bloque, donde indiques las principales diferencias y contribuciones de los modelos que construyeron.

2. ¿Qué son los modelos?

3. ¿Por qué son importantes los modelos en la ciencia y su enseñanza?

QQQQuímicauímicauímicauímica en acciónen acciónen acciónen acción Construyendo modelos atómicos 2

Propósito: Construir modelos atómicos de los diez primeros elementos de la tabla periódica a partir de su configuración electrónica.

Procedimiento: 1. Pide a tu maestro que divida el grupo en equipos y que les asigne un modelo a desarrollar/construir. 2. Con mucha creatividad y acorde a la aportación científica de la teoría atómica que corresponda, construyan un modelo bi o tridimensional tipo maqueta que represente de forma espacial la teoría atómica indicada. 3. Utilicen los modelos construidos para diferenciar entre las distintas teorías atómicas.


Materiales:

• 30 palillos de madera de 30 cm • 30 ovoides de unicel • 10 pelotas de unicel pequenas • Pintura de agua (Amarillo y rojo) • 8 pelotas de unicel medianas • Cutter • 5 pelotas de unicel grandes

Analiza y concluye: 1. ¿Qué modelo o teoría atómica utilizaste para representar la configuración electrónica de los elementos?

2. ¿Será posible construir un modelo similar para un átomo de uranio? ¿Y si utilizas el kernel?

3. ¿Cuál es la diferencia entre una órbita y un orbital?

Procedimiento: 1. Obtén la configuración electrónica completa de los diez primeros elementos de la tabla periódica. 2. Elabora un modelo atómico (representación gráfica) de cada uno empleando el siguiente código:

a. Tres palillos de madera representan los ejes x, y, z. La intersección de los mismos representa el núcleo.

b. Una esfera de unicel blanca representa un orbital s con un electrón.

c. Una esfera de unicel amarilla representa un orbital s con dos electrones.

d. Un par de ovoides blancos representa un orbital p con un electrón.

e. Un par de ovoides rojos representa un orbital p con dos electrones.

f. Corta por la mitad las cinco esferas de unicel grandes. Éstas servirán como base para los 10 modelos que se van a elaborar.

g. Pinta de amarillo 9 esferas de unicel pequeñas. h. Pinta de amarillo 8 esferas de unicel medianas. i. Pinta de rojo 12 ovoides de unicel. j. Ve armando los modelos atómicos de cada

elemento según los distintos orbitales que presente su configuración electrónica.


QQQQuímicauímicauímicauímica en acciónen acciónen acciónen acción Identificando elementos

Propósito: Utilizar la prueba del ensayo a la flama para determinar la identidad de un metal en una muestra desconocida. Materiales:

• Mechero de Bunsen • Cotonetes de algodón • Vaso de precipitado • Tubos de ensaye pequeños • Gradilla • Pipetas de 1 y 5 mL • Soluciones 0.1M de LiCl, NaCl,

KCl CaCl2, BaCl2, SrCl2 y CuCl2.

Analiza y concluye: 1. Haz una tabla de 2 columnas donde resumas el metal y su color a la flama. 2. Identifica el metal presente en la muestra desconocida. ¿Qué electrones son los que producen sus espectros de emisión? 3. ¿Por qué si todas las sustancias analizadas contienen cloro, cada una produce una flama de color distinto? 4. Cada metal produjo un color único. ¿Se explica este comportamiento mediante el modelo actual del átomo? Justifica tu respuesta. 5. ¿Podría ser útil este método para identificar los elementos presentes en una mezcla? 6. Investiga diversas aplicaciones que tienen como fundamento este principio.

Procedimiento: 1. Etiqueta cada tubo con el nombre de las sales y agrega 1 mL de cada solución salina al tubo que corresponda. 2. Introduce el extremo de algodón del cotonete dentro del tubo con la solución de NaCl y sostenlo brevemente sobre la flama del mechero. 3. Anota el color de la flama que observas. Nota: no dejes el cotonete mucho tiempo en el mechero ya que el plástico podría derretirse. 4. Repite los pasos 2 y 3 para cada una de las soluciones salinas restantes. Asegúrate de usar un cotonete diferente en cada ensayo. 5. Realiza un ensayo a la flama para una muestra desconocida, misma que será proporcionada por tu profesor.


¡AUTOEVALÚATE!¡AUTOEVALÚATE!¡AUTOEVALÚATE!¡AUTOEVALÚATE!

Hemos terminado el contenido del bloque 3, se sincero y evalúa mediante la siguiente escala estimativa tus logros y los obstáculos que has encontrado para alcanzar las metas y competencias propuestas. Después, además de consultar el material nuevamente, busca posibles soluciones o estrategias para mejorar y ¡sigue adelante!

Alumno: Fecha: Grupo:

Indicador de desempeñoIndicador de desempeñoIndicador de desempeñoIndicador de desempeño Grado de comprensiónGrado de comprensiónGrado de comprensiónGrado de comprensión Relata las aportaciones de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y Sommerfeld como parte de un proceso histórico que desemboca en el modelo atómico actual.

P ( ) R ( ) B ( ) MB ( )

Describe la masa, carga y ubicación de las partículas subatómicas (electrón, protón y neutrón).

P ( ) R ( ) B ( ) MB ( )

Identifica el número atómico, masa atómica y número de masa de cualquier elemento de la Tabla Periódica.

P ( ) R ( ) B ( ) MB ( )

Reflexiona sobre las aplicaciones de los isótopos en las actividades humanas.

P ( ) R ( ) B ( ) MB ( )

Representa la configuración electrónica de un átomo y su diagrama energético, aplicando el principio de exclusión de Pauli, la regla de Hund y el principio de edificación progresiva.

P ( ) R ( ) B ( ) MB ( )

Identifica los electrones de valencia en la configuración electrónica de los elementos, y su relación con las características de éstos.

P ( ) R ( ) B ( ) MB ( )

P= En proceso, R = Regular, B = Bueno, MB = Muy bueno

En las siguientes líneas escribe los conceptos, ejemplos o tópicos del bloque que no hayas entendido y que te gustaría revisarlos con tu profesor nuevamente.

Firma del Docente

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

_____________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________


COTEJO DE EVALUACIÓNCOTEJO DE EVALUACIÓNCOTEJO DE EVALUACIÓNCOTEJO DE EVALUACIÓN, PORTAFOLIO DE , PORTAFOLIO DE , PORTAFOLIO DE , PORTAFOLIO DE EVIDENCIASEVIDENCIASEVIDENCIASEVIDENCIAS

ActividadActividadActividadActividad PuntajePuntajePuntajePuntaje Producto a evaluarProducto a evaluarProducto a evaluarProducto a evaluar Autoevaluación por Autoevaluación por Autoevaluación por Autoevaluación por el alumnoel alumnoel alumnoel alumno

Puntaje otorgado Puntaje otorgado Puntaje otorgado Puntaje otorgado por el docentepor el docentepor el docentepor el docente

1 Ilustración C ( ) MC ( ) NC ( )

2 Respuesta a pregunta C ( ) MC ( ) NC ( )

3 Respuesta a pregunta C ( ) MC ( ) NC ( )

4 Tabla C ( ) MC ( ) NC ( )

5 Respuesta a ejercicios C ( ) MC ( ) NC ( )

6 Reporte de investigación C ( ) MC ( ) NC ( )



9 Texto C ( ) MC ( ) NC ( )



12 Tabla C ( ) MC ( ) NC ( )

13 Línea del tiempo C ( ) MC ( ) NC ( )


15 Tabla C ( ) MC ( ) NC ( )


Observaciones:

C= Competente, MC = Medio competente, NC = No competente

Firma del Docente

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _


ACTIVIDADES DE CIERRE DE BACTIVIDADES DE CIERRE DE BACTIVIDADES DE CIERRE DE BACTIVIDADES DE CIERRE DE BLOQUELOQUELOQUELOQUE

I. Relaciona ambas columnas:

10101010) Postuló la primer teoría atómica a partir de evidencia experimental ( ) Niels Bohr

20202020) Logró determinar la relación carga/masa del electrón ( ) Werner Heisenberg

30303030) Descubrió el fenómeno de la radioactividad ( ) Eugene Goldstein

40404040) Logró explicar el espectro de emisión del hidrógeno asumiendo que los

átomos exhiben 2 estados energéticos fundamentales: el basal y el excitado.

( ) Wilhelm Röentgen

50505050) Demostró la dualidad onda/partícula de la materia ( ) James Chadwick

60606060) Propusieron el modelo cuántico mecánico del átomo ( ) Leucippus/Democritus

70707070) Descubrió a los rayos canales ( ) Max Planck

80808080) Con su experimento descubrió la existencia del núcleo y la de los

protones que residen en su interior

( ) Arnold Sommerfeld

90909090) Descubrió al electrón usando un tubo de rayos catódicos ( ) Albert Einstein

100100100100) Descubrió los rayos X ( ) John Dalton

110110110110) Bautizó a los electrones con ese nombre ( ) Geissler/Crookes

120120120120) Propuso el principio de Incertidumbre ( ) J.J. Thomson

131313130000) Propusieron el atomismo como teoría del origen de la materia ( ) Robert Millikan

111140404040) Estableció que además de órbitas circulares debía haber también

órbitas elípticas alrededor del núcleo

( ) George Stoney

150150150150) Diseñaron los primeros tubos de descarga al vacío ( ) Luis De Broglie

160160160160) Explicó el efecto fotoeléctrico ( ) Henri Becquerel

170170170170) Propuso la teoría de le enegía cuantizada mediante la formula E=hv ( ) Schrödinger/Dirac

181818180000) Descubrió al neutron. ( ) Ernest Rutherford

II. Llena los espacios de la tabla siguiente con la información faltante. Consulta la tabla periódica en caso de ser necesario.

Notación isotópica

Número atómico (Z)

Número de masa (A) 137

Número de neutrones 18 45

Número de protones 17

Número de electrones 56 34


III. Organiza los siguientes elementos en orden creciente de su número de neutrones.

IV. Selecciona Verdadero o Falso según la veracidad de los siguientes enunciados.

V F Toda la teoría de Dalton se considera vigente en la actualidad V F Un electrón es cerca de 1837 veces más ligero que un protón V F Un electrón 2s está en un nivel de energía menor que un electrón 2p V F Un elemento cuyo número atómico es 29 tiene 29 protones, 29 neutrones y 29 electrones V F El primer electrón f se presenta en el cuarto nivel principal de energía V F Un átomo paramagnético es atraído por un campo magnético debido a que contiene

electrones desapareados V F El número cuántico “m” nos indica la forma del subnivel en el que se encuentra un electrón V F Un orbital p tiene forma simétrica esférica respecto al núcleo V F Las partículas beta de la radioactividad son iguales a los electrones V F A menor longitud de onda, mayor es la frecuencia de esa radiación V F Los tres isótopos del hidrógeno son el protio, el deuterio y el tritio V F Según Bohr, un electrón no gana ni pierde energía cuando se encuentra en un estado

estacionario de energía V F Los cuatro números cuánticos del electrón diferencial de un átomo determinan su posición

en la tabla periódica y explican su comportamiento y reactividad química V F Cuando un orbital contiene dos electrones, éstos deben tener espines paralelos V F En un decaimiento alfa se modifica el número atómico y el número de nucleones V F El tercer nivel de energía puede tener 18 electrones como máximo

V. Selecciona y subraya la opción que consideres correcta para las siguientes preguntas de opción múltiple.

1. Mediante los experimentos de rayos catódicos se:

a) Demostró la existencia del electrón c) Descubrió la radioactividad

b) Estableció el modelo atómico de Dalton d) Determinó la masa del electrón

2. Los rayos canales se consideran formados por:

a) Electrones c) Neutrones

b) Protones d) Partículas beta

3. El número atómico del azufre, que tiene en su núcleo 16 protones y 16 neutrones, es:

a) 24 c) 32

b) 22 d) 16


4. El modelo atómico conocido como “budín de pasas” fue propuesto por:

a) Demócrito c) Dalton

b) Thomson d) Rutherford

5. Isótopos son dos o más átomos que tienen como característica común:

a) La misma masa atómica c) El mismo número de neutrones y electrones

b) El mismo número de neutrones y protones d) Ninguna de las anteriores

6. Mediante la ecuación de Planck se calcula:

a) La longitud de onda c) La velocidad de la luz

b) La energía de cualquier onda electromagnética d) El color de las ondas electromagnéticas

7. Los espectros que se presentan como un conjunto de líneas oscuras sobre un fondo coloreado, se conocen como espectros de:

a) Líneas c) Emisión

b) Absorción d) Continuo

8. El número cuántico principal nos da idea de:

a) El peso atómico c) El número de electrones

b) El espectro de los electrones d) El tamaño atómico

9. Cuando un orbital atómico tiene forma esférica significa que “l” tiene un valor de:

a) 0 c) 1

b) 2 d) 3

10. De los siguientes conceptos, ¿Cuáles podemos decir que están cuantizados?

a) Distancia que recorre una persona al caminar 10 min c) Gramos que pesa una naranja

b) Número máximo de pasajeros en un avión d) Canicas que caben en una caja

11. El número de electrones permitido para cada nivel de energía se calcula como:

a) n2 c) 2n2

b) 2l + 1 d) 2n/2

12. El modelo atómico de Bohr contradice el principio de incertidumbre porque:

a) No toma en cuenta las propiedades eléctricas del electrón

b) Sólo considera al átomo formado por el núcleo

c) Considera que los electrones se mueven en órbitas bien definidas

d) No se puede demostrar


13. La configuración electrónica del magnesio, 12Mg, es:

a) 1s2,2s22p6,3s23p2 c) 1s2,2s22p6,3s2

b) 1s2,2s22p62d2 d) 1s2,2s22p6,3s13p1

14. El número máximo de electrones en el orbital “d”es:

a) 2 c) 6

b) 10 d) 14

15. El elemento que tiene la configuración electrónica final 4s2 es el:

a) 11Na c) 19K

b) 20Ca d) 12Mg

16. ¿Cuántos electrones de valencia tiene el 10Ne?

a) 2 c) 6

b) 8 d) 10

17. ¿Cuántos orbitales en total pueden encontrarse como máximo en el nivel n=4?

a) 8 c) 18

b) 16 d) 25

18. Comparado con un electrón, un protón tiene:

a) Casi la misma masa pero carga opuesta c) La misma carga pero una masa mucho menor

b) La misma carga y casi la misma masa d) Carga de signo opuesto y una masa mucho mayor

19. ¿Cuál de las siguientes opciones corresponde a los valores de los números cuánticos de dos electrones “a” y “b” que forman parte del mismo átomo y se localizan en el quinto nivel de energía y dentro del subnivel s:

a) Para “a”: n=5, l=0, m=0 y s=+1/2; Para “b”: n=5, l=0, m=0 y s=−1/2

b) Para “a”: n=5, l=0, m=0 y s=+1/2; Para “b”: n=5, l=0, m=0 y s=+1/2

c) Para “a”: n=5, l=1, m=0 y s=−1/2; Para “b”: n=5, l=1, m=0 y s=−1/2

d) Para “a”: n=5, l=0, m=0 y s=+1/2; Para “b”: n=4, l=0, m=0 y s=−1/2

20. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas es correcta?

a) 1s2,2s22p6,3s2,4s2,3p6 c) 1s2,2s22p6,3s23p6,4s2,3d10,4p2

b) 1s2,2s22p6,3s23p6,4s24p6,3d5 d) [Ne] 4s2,3p5

21. El estado mínima energía de un átomo se conoce como:

a) Híbrido c) Basal

b) Normal d) Excitado


22. ¿Cuántos orbitales hay en el subnivel f cuando n=4?

a) 1 c) 5

b) 7 d) 16

23. La configuración electrónica [Ar]4s2,3d10,4p2 corresponde al elemento:

a) V c) As

b) Ge d) Ca

24. A diferencia de la teoría cuántica, la teoría ondulatoria supone que la:

a) Luz presenta un comportamiento corpuscular

b) La longitud de onda de la luz es inversamente proporcional a la energía

c) Luz se propaga en forma continua

d) Frecuencia de la luz es inversamente proporcional a la longitud de onda

25. Los cuatro números cuánticos del electrón diferencial en la siguiente configuración electrónica 1s2,2s22p6,3s1 son respectivamente:

a) n=3, l=0, m=0, s=+ ½ c) n=1, l=1, m=1, s= + ½

b) n=1, l=0, m=1, s=+ ½ d) n=3, l=0, m=1, s= +½

VI. La siguiente imagen muestra un tubo de descarga al vacío similar al utilizado durante el descubrimiento de las partículas subatómicas. Indica el nombre de los electrodos en el tubo así como de las partículas cargadas eléctricamente que se indican.

VII. Resuelve los siguientes problemas o cuestionamientos acerca de las partículas subatómicas y los isótopos:


1. El diámetro promedio de un átomo de aluminio es de aproximadamente 3 x 10–8 cm mientras que el diámetro de su núcleo es de 2 x 10–13 cm. Calcula la relación de esos diámetros.

2. Si la velocidad de un electrón dentro del átomo es de 30,000 km/seg, ¿será correcto decir que con este dato se puede calcular su distancia al núcleo? ¿Por qué?

3. Se cree que el protón tiene un radio de 1.3 x10–13 cm y una masa de 1.67 x 10–24 g. Una pelota de baloncesto tiene un radio de 12 cm ¿Cuál sería la masa de una pelota que tuviera la misma densidad del protón? ¿Podría levantarla?

4. El magnesio existe en la naturaleza en forma de tres isótopos estables: 24Mg, cuya masa es de 23.985 uma (78.99%); 25Mg, 24.986 uma (10%) y 26Mg, 25.983 uma (11.01%). Calcula la masa atómica promedio del magnesio.

5. El plomo existe en la naturaleza en forma de cuatro isótopos estables: 204Pb, cuya masa es de 203.973 uma (1.48%); 206Pb, 205.974 uma (23.6%); 207Pb, 206.9759 uma (22.6%) y 208Pb, 207.9766 uma (52.3%). Calcula la masa atómica promedio del plomo.

VIII. Clasifica las siguientes reacciones de acuerdo con el tipo de decaimiento radioactivo que presentan (alfa, beta o gamma):


IX. Resuelve los siguientes problemas o cuestionamientos acerca de la luz y el espectro electromagnético:

1. Ordene de forma creciente los siguientes tipos de radiación electromagnética:

Microondas, Rayos gamma, Luz verde, Luz Roja, Luz ultravioleta, Rayos X, Luz infrarroja

a) Por longitud de onda

b) Por frecuencia

c) Por energía

2. Calcule la energía y frecuencia de un fotón azul que tiene una longitud de onda de 465 nm.

3. Un laser de iones de argón emite luz a 489 nm. ¿Qué frecuencia tiene esta radiación? ¿Está en el espectro visible? Si es así, ¿qué color tiene?

4. La molécula de agua vibra a una frecuencia que corresponde a las microondas. ¿Qué tiene que ver este hecho con el funcionamiento del horno de microondas?

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

5. La capa de ozono evita que lleguen los rayos ultravioleta del Sol a la Tierra. ¿Cómo el ozono evita este proceso? ¿Por qué esto resulta tan importante? ¿Qué puede producir la radiación ultravioleta? Explica todo en términos de energía

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________


6. ¿Cómo explica el modelo de Bohr las líneas del espectro del hidrógeno? ¿En qué series espectrales son visibles estas líneas al ojo humano?

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

X. Responde los siguientes cuestionamientos acerca de la teoría mecánico-ondulatoria del átomo:

1. Explica la frase: “El electrón se puede encontrar en cualquier lado alrededor del núcleo excepto en el interior del mismo”.

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

2. Observe la imagen de los orbitales que se muestran a continuación e indique en qué difieren en términos de los números cuánticos n y l.

3. Enuncia los siguientes principios:

a) Principio de Incertidumbre de Heisenberg b) Principio de máxima sencillez de Yeou Ta c) Principio de máxima multiplicidad o Regla de Hund d) Principio de exclusión de Pauli

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________

_____________________________________________

_____________________________________________

_____________________________________________


XI. Los siguientes grupos de números cuánticos (n, l y m) representan un electrón en un átomo. Identifica el orbital en el que se encuentran y ordénalos de menor a mayor energía.

a) (3,0,0) ___________ e) (4,3,–2) ___________

b) (2,1,1) ___________ f) (2,1,–1) ___________

c) (5,1,–1) ___________ g) (3,2,–1) ___________

d) (4,2,1) ___________ h) (5,3,0) ___________

XII. Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos y subraya los electrones de valencia. Procura usar el kernel para átomos multielectrónicos.

Elemento Configuración electrónica

5B

15P

19K

27Co

29Cu*

31Ga

36Kr

38Sr

40Zr

50Sn

53I

56Ba

74W

82Pb

89Ac


XIII. Dibuja el diagrama energético (del último orbital) de los siguientes elementos:

a) Encierra el electrón diferencial y calcula el valor de sus cuatro números cuánticos.

b) Indica si son paramagnéticos (P) o diamagnéticos (D).

c) Indica si son representativos (R), de transición (T) o transición interna (TI).

XIV. Algunas personas han propuesto la existencia de los elementos con número atómico 117 y 124. Si éstos existieran, ¿cuál sería su configuración electrónica?

Elemento Diagrama de orbital n l m s P o D R, T o TI

2He

9F

11Na

16S

23V

30Zn

54Xe

78Pt

102No


RRRRÚÚÚÚBRICA PARA BRICA PARA BRICA PARA BRICA PARA LA LA LA LA EVALUACIÓN DEEVALUACIÓN DEEVALUACIÓN DEEVALUACIÓN DE LASLASLASLAS ACTIVIDADES DEACTIVIDADES DEACTIVIDADES DEACTIVIDADES DELLLL BLOQUEBLOQUEBLOQUEBLOQUE

CategoríaCategoríaCategoríaCategoría 10101010 9999----8888 7777----6666 5555 ActitudinalesActitudinalesActitudinalesActitudinales

Disposición Participó muy bien en investigación y todo el desarrollo de las actividades

Participó en casi todo el desarrollo e investigación de las actividades

Participó en algo de las actividades y la investigación incompleta

No cumplió

Respeto Siempre a todos Casi siempre a todos Sólo a los adultos A nadie

Colaboración Ideas creativas e importantes

Algunas ideas para las actividades

Ayudó en algo para las actividades

Nunca

Identidad Con todo el grupo Con casi todos Con su equipo Con nadie

Responsabilidad Investigó, participó, tomó apuntes y presentó tareas en el tiempo asignado

Investigó, participó, tomó apuntes y presentó tareas en más del tiempo asignado

Investigó, participó, tomó algunos apuntes y presentó tarea parcial en más tiempo

No cumplió con trabajos ni tiempos

ProcedimentalesProcedimentalesProcedimentalesProcedimentales

Instrucciones Cumple todas Sigue casi todas Cambia algunas Cambia todo

Materiales Utilizó con cuidado los materiales usados

Utilizó con cuidado casi todos los materiales

Descuido en el trato de los materiales

Ocasionó accidentes

Apuntes Apuntes completos, limpios y con buena ortografía

Apuntes casi completos, limpios y con buena ortografía

Faltan varios apuntes, con falta de ortografía y sucios

No tiene apuntes

Tareas Completas Casi completas A la mitad No presenta

Investigación Trabajo completo Trabajo casi completo Falta buena parte Falta todo

Ilustra Relacionado, creativo y limpio

Relacionado y creativo Relacionado No está relacionado o no hay

ConceptualesConceptualesConceptualesConceptuales

Interpreta Correctamente el contenido del bloque

Casi correctamente el contenido del bloque

Parcialmente el contenido del bloque

Ignora el contenido del bloque

Relaciona Correctamente las leyes y fenómenos

Correctamente casi todas las leyes y fenómenos

Tiene fallas en varias leyes y fenómenos

No puede relacionar

Reflexiona En todos los fenómenos a partir de la teoría

En casi todos los fenómenos a partir de la teoría

En algunos fenómenos a partir de la teoría

No aplica la teoría a los fenómenos

Analiza y concluye Argumentación completa, correcta y coherente

Argumentación casi completa, correcta y coherente

Argumentación incompleta, correcta y coherente

No lo realiza

RRRRÚÚÚÚBRICA PARABRICA PARABRICA PARABRICA PARA LALALALA COEVALUACIÓN DECOEVALUACIÓN DECOEVALUACIÓN DECOEVALUACIÓN DELLLL CIERRE DE BLOQUECIERRE DE BLOQUECIERRE DE BLOQUECIERRE DE BLOQUE

PuntuaciónPuntuaciónPuntuaciónPuntuación DescripciónDescripciónDescripciónDescripción 5 Demuestra total comprensión del tema. Responde correctamente las preguntas

establecidas. 4 Demuestra considerable compresión del tema. Responde correctamente la

mayoría de las preguntas establecidas 3 Demuestra comprensión parcial del tema. No todos los conceptos y

habilidades están reflejados en sus respuestas. 2 Demuestra poca comprensión del tema. Sólo responde correctamente una

tercera parte de las preguntas. 1 No comprende el tema. Sus respuestas no son correctas. 0 No respondió ninguna pregunta.


RRRRÚÚÚÚBRICA PARABRICA PARABRICA PARABRICA PARA LA EVALUACIÓN DE LAS ACTIVIDADES EXPERIMENTALESLA EVALUACIÓN DE LAS ACTIVIDADES EXPERIMENTALESLA EVALUACIÓN DE LAS ACTIVIDADES EXPERIMENTALESLA EVALUACIÓN DE LAS ACTIVIDADES EXPERIMENTALES

Aspectos a evaluar Sí No Observaciones

1.- Me integré con facilidad al equipo de trabajo del laboratorio y colaboré en la realización de la práctica.

2.- Redacté una hipótesis correctamente.

3.- Elaboré los esquemas o dibujos correctamente.

4.- Describí en mis observaciones lo que ocurrió durante el experimento.

5.- Mis resultados indican o expresan lo obtenido al finalizar el experimento.

6.- Elaboré conclusiones comprobando o rechazando la hipótesis propuesta.

7.- Realicé los cálculos adecuadamente en la solución de los problemas y/o contesté las preguntas del cuestionario.

8.- Apliqué las reglas de seguridad del laboratorio.

9.- Utilicé con cuidado el material de laboratorio.

10.- Mostré interés por aprender por mí mismo.

QUÍMICA MODALIDAD COMPETENCIAS

Documents

Transcript of QUÍMICA MODALIDAD COMPETENCIAS