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LICEO POLITÉCNICO BELÉN
SECTOR DE QUIMICA
PROF. KAREN BARRERA TAPIA
Guía de Aprendizaje Química 3ºmedio
Aprendizajes esperados: Valorar la importancia del trabajo científico en la construcción del
modelo atómico actual.
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Principales teorías atómicas:
a) Modelo atómico de Dalton: Con este modelo propuesto entre los años 1803 y 1808 se
inició el estudio del átomo. Su esquema es simple, enunciado por tres postulados:
1.- Cada elemento químico se compone de partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas
átomos. En todos los procesos químicos el número de átomos de cada elemento permanece
constante.
2.- Todos los átomos de un elemento dado tienen masa y propiedades iguales, pero son
distintos de los átomos de los demás elementos.
3.-En los elementos químicos los átomos de elementos diferentes están unidos entre sí en
proporciones numéricas simples.
b) Modelo atómico de Thomson: JJ Thomson, en 1897, fue el primero en proponer un
modelo estructural interno del átomo. Utilizó en sus experimentos un tubo de descargas
conocido también como tubo de Crookes. Éste consiste en un tubo de vidrio con electrodos
metálicos en sus extremos, conectados a una fuente de energía de corriente continua. Al
hacer vacío se observa la emisión de luz, que viaja desde el cátodo (polo negativo) hacia el
ánodo (polo positivo). Como la luminosidad provenía del cátodo se les denominó rayos
catódicos.
Thomson colocó una cruz de malta dentro del tubo y observó que producía sombra. Con ello dedujo
que el haz de luz está compuesto de partículas. A su vez sometió a dicho haz a un campo eléctrico y
magnético y notó que sufría desviación hacia el polo positivo, dando prueba de su caga eléctrica
negativa. Llamó a dicha partícula electrón.
En 1886, Eugene Goldstein observó que al trabajar con un tubo de descarga de cátodo
perforado, en dirección opuesta a los rayos catódicos, se desprendía una radiación. Estos rayos
fueron designados rayos canales y resultaron ser partículas positivas, originadas por el choque de
los rayos catódicos con átomos de gases residuales en el tubo. Con este experimento se estableció la
existencia del protón.
c) Modelo atómico de Rutherford: En 1911, Ernest Lord Rutherford y sus colaboradores Hans
Geiger y ErnestMardsen, utilizando un haz de radiación alfa (radiación nuclear), bombardearon
láminas muy delgadas de oro, colocando una pantalla de sulfuro de Zinc a su alrededor.
Al revisar sus observaciones se lee: "de todas las partículas alfas proyectadas, la gran
mayoría pasó sin problemas, pero otras sufrieron desviación". Debido a esto, Rutherford sugirió que
el átomo ya no era una estructura compacta. Comprobó que la mayor parte de la masa del átomo
estaba al centro, al que llamó núcleo. Éste estaba formado por protones y los electrones girando
alrededor y entre ellos había una distancia, dado que las partículas alfa pasaban sin problemas.
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Presenta sus estudios en 1911. En 1908 recibe el premio Nobel de Química. El modelo atómico de
Rutherford también es conocido como el modelo planetario, debido a su semejanza con el sistema
solar.
Rutherford supone la existencia de otra partícula en el núcleo pero no lo demuestra. Quien
sí comprueba tal supuesto de Rutherford es James Sir Chadwick, físico británico (1891-1974). Él
ocupa la llamada cámara de niebla y en la reproducción observa que una partícula retrocedía. Ésta
resultó tener carga eléctrica cero y poseer una masa igual a la del protón. A esta partícula se le
conoce como neutrón. Dicho descubrimiento ocurre en el año de 1932 y en 1935 recibe el premio
Nobel de Física.
Con ello se demuestra que el átomo no es la partícula más pequeña sino que dentro de ella
hay otras aún más pequeñas, las cuales nuevamente agrupadas dan origen al átomo. El átomo
entonces está compuesto por protones, neutrones y electrones.
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Modelo Atómico de Bohr
El modelo de Rutherford distingue un núcleo, formado por protones y neutrones y una
envoltura que son los electrones. Sin embargo, este modelo no da información de cómo se
distribuyen los electrones ni explica el hecho de que los átomos emitan o reciban energía.
Fue Niels Bohr (1885-1962) quien propone una mejora al modelo de Rutherford. Él
argumentó lo siguiente: "dado que estamos en presencia de partículas, las cuales presentan carga
eléctrica, necesariamente debe producirse una atracción entre ellas". Por lo tanto, el núcleo
ejercerá atracción sobre el electrón, a tal punto de que el electrón empezará a proyectarse
rápidamente al núcleo con la consecuencia de destruirlo. Esto no podía ser. El átomo es eterno, eso
estaba claro.
1. Existen niveles de energía permitidos, que van de n igual uno a infinito.
2. Hay órbitas estacionarias en la cuales se mueve el electrón. No se manifiesta energía en estas
órbitas.
3. El electrón podrá saltar de un nivel a otro de energía, sólo si se le entrega un cuantum de
energía, expresado en valores enteros y no en fracciones.
4. Cuando el electrón pasa de un nivel menor a uno mayor de energía, ese proceso se llama
absorción. Si va de uno mayor a uno menor, se llama emisión.
5. Para que ocurra ese salto entre los niveles deberá procurar una frecuencia tal que concuerde
con esa diferencia energética.
- Modelo Mecánico Cuántico
El Modelo Mecánico Cuántico es la explicación actual sobre el comportamiento del átomo,
fue desarrollado entre los años 1924 y 1927 por varios científicos. Quien inicia este modelo
fue Louis de Broglie, quien intuyó que los electrones deberían tener el comportamiento de
una onda. Esto fue demostrado en 1927. Esta particular conducta de los electrones implica
la imposibilidad de determinar simultáneamente y con igual exactitud la posición y la
velocidad de éstos, pues para conocerlas se debe interactuar con esta partícula. Este
postulado se conoce con el nombre de Principio de Incertidumbre y fue enunciado en 1927
por Werner Heisenberg.
Dado que el electrón es una partícula que presenta propiedades de onda, su
movimiento pudo ser descrito por medio de una ecuación de onda. Erwin Schrödinger, en
1926, empleó las ideas de Broglie para llegar a una ecuación de onda que podría aplicarse
al átomo de hidrógeno.
La resolución de la ecuación de Schrödinger difiere de las ecuaciones simples,
puesto que es una ecuación diferencial. Una de las características de éstas es el gran número
de soluciones posibles.
Los resultados obtenidos para el átomo de hidrógeno se pudieron extender con éxito al resto
de los elementos del sistema periódico.
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Actividad 1
Respecto a los modelos atómicos precursores del modelo actual, completa el siguiente cuadro
comparativo de sus estructuras
Las partículas fundamentales del átomo.
Las partículas fundamentales que constituyen el átomo son los protones,
con carga eléctrica positiva; los neutrones, sin carga eléctrica y; los electrones, con carga
eléctrica negativa.
Los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo, tienen una masa
muy similar (1,6725 . 10-24 grs, y 1,6749 . 10-24 grs. ), mientras que el electrón se encuentra
en la corteza y tiene una masa muy pequeña. ( 9,1095 . 10-28 grs.), una masa1836 veces
menor que la masa de un protón y un neutrón.
12.- Completa la información solicitada en la siguiente tabla.
Actividad 2
Completen la siguiente tabla indicando los aportes de cada uno de los científicos para
construcción del actual modelo atómico:
Científicos
John Dalton
Aportes
J. J. Thomson
Ernest Rutherford
Eugen Goldstein
Robert Millikan
JamesChadwick
Niels Bohr
El número atómico y el número másico.
El número atómico de un elemento químico se simboliza con la letra Z y representa
el número de protones contenidos en el núcleo. Además es la propiedad que identifica al
elemento, así un elemento se caracteriza por su número atómico y si el átomo es neutro,
este valor coincide con el número de electrones.
Por ejemplo, el número atómico del Na es 11, entonces este átomo tiene 11 protones
en su núcleo.
Z = p+
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El número másico ó número de masa se simboliza con la letra A y representa la
cantidad de protones y neutrones que hay en el núcleo; por lo tanto:
A= Z
+ n
A = p+
O bien:
+ n
(n = neutrones)
Como el número atómico (Z) representa el número de protones del átomo, el número de
neutrones será:
n = A - Z
Recuerda que el número de masa siempre es un número entero, por eso a veces se debe
aproximar.
Para representar estas dos propiedades se utiliza la siguiente notación:
A
A
X
Z
Z=
= número de masa
X= Símbolo del elemento
número atómico
Por ejemplo, para el sodio (Na), el número atómico (Z) es 11 y el número de masa es 23 y
se anota de la siguiente manera:
Protones = 11
23
Núcleo
Na
entonces este átomo
Neutrones= 12
11
Corteza
Electrones= 11
Actividad 3
Completen la siguiente tabla considerando que todos los datos corresponden a átomos
neutros.
Elemento
Símbolo
Z
A
P+
e-
6
n
6
31
15
24
28
30
49
115
83
77
35
126
192
80
35
12
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Actividad 4.
Explica los tres postulados básicos que constituyen el principio de construcción:
a) Principio de mínima energía:
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b) Principio de exclusión de Pauli:
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__________________________________________________________________
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__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
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c) Principio de máxima
multiplicidad:__________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
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Actividad 5
Determina la configuración electrónica global externa de los siguientes elementos:
Element
o
Be
K
K1+
C
Al
Al3+
Ca
Cl
F
Li
S
Configuración electrónica global externa