domingo, 17 de febrero de 2008

3. ESTRUCTURA ATÓMICA

III. ESTRUCTURA ATÓMICA

3.1 Desarrollo de la teoría atómica

3.1.1 Primeras ideas: los filósofos griegos.

Platón y Aristóteles consideraron que la materia era divisible indefinidamente.

Demócrito (460 -370 a.C.) argumentó lo contrario, que la materia esta compuesta por partículas llamadas átomos que significa “indivisible”; sin embargo esto fue aceptado hasta principios del siglo XlX. Durante este periodo los científicos acumularon datos de como reaccionaban las sustancias unas con otras, se desarrollaron métodos cuantitativos para estudiar las reacciones químicas y se descubrieron patrones de reactividad, estos patrones no concordaban con la idea de que la materia era divisible infinitamente.

3.2 Teoría atómico de Dalton y su modelo atómico

Dalton propuso la siguiente teoría que ha permanecido hasta el presente:

1. Todo elemento esta compuesto por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.

2. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos.

3. Los átomos de elementos diferentes tienen propiedades diferentes (incluso

masas diferentes).

4. Los átomos no son creados ni destruidos en las reacciones químicas.

5. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento que se

combinan.

6. Un compuesto es donde el número relativo de una clase de átomos es

constante.

3.3 Presencia de cargas eléctricas en la materia

Partículas portadoras de cada clase de carga eléctrica:

a.- Carga positiva: PROTONES b.- Carga negativa: ELECTRONES

Electrón libre

Electrón, tipo de partícula elemental de carga negativa y que, junto con los protones y los neutrones, forma los átomos y las moléculas. Los electrones están presentes en todos los átomos y cuando son arrancados del átomo se llaman electrones libres.

4. Tubos de rayos catódicos.

4.1 Descubrimiento del electrón

Es necesario tener presente que cargas semejantes se repelen y cargas diferentes se atraen. A mediados del siglo XlX los rayos catódicos fueron descubiertos al descargar un voltaje elevado a través de tubos al vacío, fueron llamados así por que se originan en el cátodo. Los campos magnético y eléctrico desvían a los rayos en la forma esperada para las partículas cargadas negativamente. Las placas metálicas expuestas a estos rayos adquieren carga negativa. Esto sugiere que la radiación es una corriente de partículas cargadas negativamente llamadas electrones.

4.2 Relación e/m del electrón

Aunque Thomson no consiguió medir la carga ni la masa de los electrones, sí logró medir ka razón de carga, e, a la masa, m, de los electrones, determinando su grado de desviación en un campo magnético de intensidad conocida. Este valor es conocido como razon e/m, es de -1.76 X 108 coulombs por gramo.

4.3 Modelo atómico de Thomson

Thomson propuso una explicación, que se conoces el como el modelo “pudín de pasas” del átomo. Imaginó un átomo con cargas negativas (electrones) dispersas entre un número igual de cargas positivas (protones). El modelo de Thomson resultó ser incorrecto, pero ofrecía una explicación de los hechos conocidos hasta entonces.

5. Tubos de rayos canales

5.1 Descubrimiento del protón

En 1886, el científico alemán Eugen Goldstein llevó a cabo algunos experimentos con tu tubo de Crookes modificado cuyo cátodo era un disco metálico lleno de orificios. Con este aparato, observó no sólo la corriente de electrones emitida por el cátodo, sino además unos rayos positivos (llamados rayos en canal) en la región situada detrás Ahora sabemos que estas cargas positivas se forman cuando los rayos catódicos desprenden electrones de los gases neutros.

5.2 Relación e/m del protón

Se determinó la relación e/m para el protón resultando ser:

e/m = +9.5791 x 104 Coulomb/g

A los protones se les asignó el símbolo H+ y se determinó que la carga del protón es igual a la del electrón sólo que de signo contrario (+).

eH+ = +1.602 x 10-19 Coulomb

Así mismo, se determinó la masa del Protón siendo ésta de:

mH+ = 1.6726 x 10-24 g

6. Determinación de la carga del electrón

Conocida la relación e/m, en 1909, Robert Millikan diseño un experimento conocido como “el experimento de la gota de aceite de Millikan” en el cual produjo una niebla fina de pequeñas gotas de aceite y permitió que cayeran bajo la influencia de la gravedad, algunas gotas cayeron a través de un pequeño orificio en la parte superior de dos placas metálicas y midiendo la velocidad a la cual cae una gota en particular cuando actuaba el campo magnético entre las placas y cuando no actuaba, Millikan encontró que la carga sobre las gotas era siempre un múltiplo entero de 1.6 X 10-19 C deduciendo que ésta debía ser la carga del electrón y con este valor calculó la masa del electrón.

MASA = 1.60 x 10-19 C / 1.76 x 108 C/g = 9.1 x 10-28 g.

7.1 Descubrimiento de la radioactividad

Roentgen descubre a los rayos x, una forma de radiación de alta energía que produce una imagen sobre una placa fotográfica y no son afectados por los campos magnéticos. Bequerel descubre la radioactividad (emisión espontanea de radiación de alta energía) al trabajar con un mineral que contenía material fluorescente de uranio. Los esposos Curie aíslan los componentes radiactivos del mineral llamado pechblenda.

7.1 Naturaleza de los rayos alfa, beta y gama

Ernest Rutherford hizo pasar radiación del uranio, radio y otros elementos radioactivos a través de un campo magnético intenso, observó que los rayos se desviaban en direcciones distintas. Las partículas que constituyen los rayos alfa (a), tienen una carga doblemente positiva 2+. Estas partículas se desviaban hacia la placa con carga negativa y su masa resultó ser 4 veces mayor que la del hidrógeno. Se encontró que los rayos beta (b) eran idénticos a los rayos catódicos, que son corrientes de electrones con una carga negativa, 1-. El campo magnético no desviaba los rayos gamma (c), que resultaron ser muy parecidos a los rayos X aunque aun más penetrantes. Los rayos gamma no tienen ni masa ni carga.

Tipos de radiactividad

Nombre

Símbolo

Masa (uma)

Carga

Alfa

a

4

2+

Beta

b

1/1837

1-

gamma

g

0

0

8. Descubrimiento del núcleo del átomo

8.1 Modelo atómico de Rutherford

El descubrimiento de las partículas alfa pronto dio lugar a otro descubrimiento importante. Cuando Rutherford colocó un material muy radioactivo en una caja forjada de plomo y con orificio muy pequeño, algunas partículas alfa conseguían escapar a través del orificio y formaban una corriente angostas de partículas de muy alta energía. Este aparato se podía entonces apuntar como un rifle hacia el blanco. Entonces después sugirió investigar el efecto de las partículas alfa sobre hojas metálicas delgadas de diversos grosores. Después de bombardear estas partículas sobre una lámina delgada de oro. La mayor parte de las partículas alfa, atravesaban la lámina metálica, pero algunas de ellas se desviaban abruptamente. Unas partículas alfa incluso se desviaban en sentido contrario. Después de dos años de este experimento, Rutherford llegó a la conclusión de que toda carga positiva y prácticamente toda la masa del átomo, están concentradas en el núcleo extremadamente pequeño.

9. Descubrimiento del neutrón

Entre otras preguntas sin respuesta estaba la relación masa y carga. En tanto que la carga 2+ del núcleo de helio es dos veces mayor que la carga 1+ del núcleo del hidrógeno, la masa del núcleo de helio es dos veces mayor que la masa del núcleo de hidrógeno. Este aparente “exceso de masa” del helio intrigó a los científicos hasta 1932, cuando James Chadwick descubrió el neutrón: una partícula con casi las misma masa que el protón, pero sin carga eléctrica. Ahora de podía explicar el exceso de masa del helio: el núcleo de helio contiene 2 protones y 2 neutrones. Mas aún, la partícula alfa es idéntica al núcleo de un átomo de helio, por lo que su número de masa es 4 y su carga es 2+.

Partículas subatómicas

Partícula

Símbolo

Carga eléctrica

Masa relativa

(uma)

Masa (g)

Electrón

e-

1-

1/1837

9.10953x10-28

Protón

p+ ó p

1+

1

1.67265x10-24

Neutrón

n

0

1

1.67495x10-24

10. Isótopos

Los átomos de un elemento en partícular que tienen masas diferentes se llaman isótopos. Todos los isótopos de un elemento tienen prácticamente las mismas propiedades químicas.

10.1 Unidad de masa atómica (UMA). Identificación de isótopos

El hidrógeno es el único elemento cuyos isótopos tienen nombres individuales. Hay métodos muy usados para identificar un isótopo. En uno de ellos se escribe el número de mas delante del nombre del elemento, separado por un espacio. Por ejemplo cobalto-60, identifica el isótopo de cobalto cuyo número de masa es 60 (27 protones + 33 neutrones). Un segundo método adopta la forma general.

Donde el subíndice Z representa el número atómico (el número de protones), el supraíndice A representa el número de masa (número de protones + número de neutrones) y X es el símbolo del elemento.

Así el cobalto-60 se escribe también . Observa que se puede saber de inmediato el número de neutrones de un átomo del isótopo restando el número de protones (27) del número de masa (60).

10.2 Peso atómico promedio

En la tabla periódica se muestra la masa atómica media—que suele denominarse peso atómico promedio—que es por lo general un valor decimal, no un número entero. La masa atómica de un elemento que se muestra en la tabla periódica es un promedio ponderado de las masas de todos los isótopos de origen natural de ese elemento.

Si se conoce la abundancia natural de cada isótopo (en porcentaje), se puede calcular la masa atómica media de un elemento.

Las masas atómicas de los elementos son el promedio de las masas isotópicas

Isótopo

Masa (uma)

Abundancia

(decimal)

Contribución

a la masa

Estroncio-84

83.9134 uma x

0.0050 =

0.42 uma

Estroncio-86

85.9094 uma x

0.0990 =

8.51 uma

Estroncio-87

86.9089 uma x

0.0700 =

6.08 uma

Estroncio-88

87.9056 uma x

0.8260 =

72.61 uma

Masa media

87.62 uma