Átomos, Moléculas, Iones Tema Dos-1
Átomos, Moléculas, Iones Tema Dos-1
Átomos, Moléculas, Iones Tema Dos-1
IONES
SISTEMA PERIÓDICO
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Una serie de investigaciones iniciadas alrededor de 1850, y que continuaron hasta
el siglo xx, demostraron claramente que los átomos tienen una estructura
interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas
partículas subatómicas.
Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas:
Electrones,
Protones y
Neutrones.
MODELOS ATÓMICOS
MODELO DE DALTON
1803-1827
El inglés John Dalton manifestó que el átomo tenía la forma de una esfera
compacta de tamaño y masa diferentes que no podían ser divididos.
El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna.
Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la
teoría atómica de Dalton, pueden resumirse como sigue:
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente
pequeñas llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual
tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son
diferentes a los átomos de todos los demás elementos.
3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En
cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los
elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.
4. una reacción química implica sólo la separación, combinación o
reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de
los mismos.
MODELO DE J. G THOMPSON
1904.
Dice que la forma del átomo es una esfera compacta en cuyo interior se
encuentran partículas positivas. En la superficie existen incrustadas
partículas negativas. No existen órbitas.
Este modelo se lo puede comparar como un helado de chocolate con pasas
Que existían igualdad en las cargas positivas y negativas por el átomo es
eléctricamente neutro.
MODELO DE RUTHERFORD
1922
El científico inglés manifestó no encontrarse de acuerdo con el modelo de
Thompson y propone un nuevo modelo por el cual el átomo estaba formado de 2
partes: el núcleo central y una envoltura con capas concéntricas en las cuales
estaban partículas negativas que giraban alrededor del núcleo. El modelo es
comparado al sistema planetario donde el sol es el núcleo y los planetas que
giran a su alrededor, la envoltura.
ANTECEDENTES
Rutherford, para demostrar su modelo realizó el siguiente experimento:
dispuso de un metal radioactivo, el Polonio que emitía partículas alfa a gran
velocidad, por lo tanto con mucha energía, una partícula alfa está formada
por dos cargas positivas, ellas se dirigían, a manera de proyectiles a
bombardear una delgada lámina de oro.
Luego del experimento manifestó que si el átomo fuera una esfera maciza, las
partículas alfa no podían atravesar la lámina de oro, todas rebotarían, como
si se arrojaría una pelota contra una pared. Pero en el experimento se
demostró todo lo contrario, esto es, que casi todas las partículas alfa, 99%
atravesaban la lámina de oro y el 1% rebotaba.
MODELO DE BOHR
1913
Nels Bohr tomó como base el modelo de Rutherford, pero hizo el siguiente
reparo:
Si los electrones se mueven permanentemente en órbitas concéntricas
alrededor del núcleo, ellos tendrían que ir perdiendo velocidad y energía
hasta que serán atraídas por el núcleo que tiene carga positiva, lo que
equivale a decir que la estructura del átomo se terminaría, pero como esto no
ocurre, Bohr manifestó que los electrones se mueven no en órbitas
concentradas sino en elípticas, concretamente el electrón en un momento
dado pasaría muy cerca del núcleo, en otro momento estaría muy lejos de
él.
MODELO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA
Difiere de los modelos anteriores, especialmente en la corona y dice: “el
átomo no tiene forma” lo compara como una nube del firmamento que
constantemente se mueve y cambia de forma. En esa nube están
sumergidos los electrones. Se puede comparar como una masa de algodón en
cuyo interior se pone una cabeza de alfiler que sería el núcleo.
NÚMERO ATÓMICO
La masa del electrón es muy pequeña, es prácticamente cero, es por ello que
la masa de un átomo es fundamentalmente la de sus protones y neutrones. La
suma de los protones y neutrones de un átomo recibe el nombre de número
de masa.
Isótopos de Hidrógeno
REPRESENTACIÓN DE LOS ÁTOMOS
ATOMOS
Examinemos un átomo de sodio que tiene 11 protones, 11 electrones y un
número de masa de 23 uma.
(a) ¿Cuál es la carga eléctrica total del átomo?
(b) ¿Cuántos neutrones tiene este átomo?
(c) ¿Cuál es el número atómico del sodio?
SOLUCIÓN
(a) La carga total es cero. El número de electrones (cada uno con una carga de 1-) es igual al
número de protones (cada uno con una carga de 1+).
(b) Este átomo tiene 12 neutrones.
Número de neutrones = Número de masa – Protones
Número de neutrones = 23 – 11 = 12
(c ) El número atómico del sodio es 11: tiene 11 protones
ISÓTOPOS
El isótopo radiactivo yodo-131 se emplea en el tratamiento del cáncer de tiroides y para medir la
actividad del hígado y el metabolismo de las grasas.
(a) ¿Cuál es el número atómico de este isótopo? (Consulta la tabla periódica)
(b) ¿Cuántos neutrones contiene este isótopo?
SOLUCIÓN
(a) El número atómico de este isótopo, y el de todos los isótopos de yodo es 53.
(b) El número de neutrones = número de masa –protones=131-53=78
¿Cuáles de los átomos siguientes son isótopos del mismo elemento? La letra X se emplea en todos
los casos como símbolo del elemento
El nombre de la familia
(halógeno) proviene de las
palabras griegas que significan
“formador de sal”.
Se encuentran en la naturaleza
combinado con otros elementos.
Son metales no corrosivos.
GRUPO 8 A: GASES NOBLES
11 de los 17 No metales
son gases, 1 es líquido
(Bromo), y solo 5 son
sólidos a temperatura
ambiente (C, P, F, S, Se, I).
Ninguno es plateado y son
malos conductores de
calor y electricidad.
SEMIMETALES
Sus propiedades son
intermedias entre los
metales y los no
metales. Son plateados
en apariencia, sólidos a
temperatura ambiente y
pobres conductores de
calor y electricidad.
MOLÉCULAS E IONES
Una molécula es un agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación definida que se
mantienen unidos a través de fuerzas químicas (también llamadas enlaces químicos).
FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
CH C2H2
FÓRMULA ESTRUCTURAL
b) Átomos poliatómicos que contienen oxígeno terminan en ato o ito y son llamados oxianiones.
ÓXIDOS
Formación: Metal + Oxígeno
Ejemplo:
Óxido de calcio CaO
PERÓXIDOS
Formación: Óxido + Oxígeno
Ejemplo
Peróxido de sodio
Na2O + O = Na2O2
HIDRUROS METÁLICOS
Formación: Metal + Hidrógeno
Ejemplo:
Hidruro de Litio LiH
ÁCIDOS HIDRÁCIDOS
Formación: No metal de las familias VIA Y VIIA + Hidrógeno
Ejemplo:
Ácido Fluorhídrico FH
Ácido sulfhídrico SH2
ÁCIDOS OXÁCIDOS
Formación: Anhidrido + Agua
Cl2O + HOH = H2Cl2O2 = HClO Ac. Hipocloroso
Cl2O3 + HOH = H2Cl2O4 = HClO2 Ac. Cloroso
Cl2O5 + HOH = H2Cl2O6 = HCl03 Ac. Clórico
Cl2O7 + HOH = H2Cl2O8 = HClO4 Ac. Perclórico
HIDRÓXIDOS METÁLICOS
Formación: METAL + OH
Ejemplo:
Hidróxido de Aluminio Al(OH)3
OSO ITO
ICO ATO
Los números de masa de dos isotopos suman 110 y la suma de sus neutrones
es la mitad de la cantidad de protones de dicho átomo. ¿Cuál es su número
atómico?
El magnesio tiene tres isótopos, con números de masa 24, 25 y 26. (a) Escriba
el símbolo químico completo para cada uno. (b) ¿Cuántos neutrones hay en un
núclido de cada isótopo?
SOLUCIÓN
(a) El magnesio tiene número atómico de 12, así que todos los átomos de
magnesio contienen 12 protones y 12 electrones. Por tanto, los tres isótopos
se representan como
y (b) El número de neutrones en cada isótopo es el número de masa menos el
número de protones. Por tanto, el número de neutrones en un núclido de
cada isótopo es 12, 13 y 14, respectivamente.
Existen tres isótopos del silicio en la naturaleza: 28Si (92.23%), que tiene una
masa de 27.97693 uma; 29Si (4.68%) que tiene una masa de 28.97649 uma; y
30Si (3.09%), que tiene una masa de 29.97377 uma. Calcule el peso atómico
del silicio.
RESPUESTA: 28.09 uma
Calcule la masa atómica promedio del Mg.
SOLUCIÓN
El elemento oxígeno existe como tres isótopos en la Naturaleza, con 8, 9 y 10
neutrones en el núcleo, respectivamente.
(a) Escriba los símbolos químicos completos de esos tres isótopos. (b) Describa
las similitudes y diferencias de los tres tipos de átomos de oxígeno.
Un elemento tiene 2 isótopos de tal forma que el primero tiene 2
neutrones más que el segundo. Si las abundancias relativas del primero
con respecto al segundo están en una relación de 3 a 2; halla el número
másico del más abundante si su masa atómica promedio es 61,2.
Encuentra el número de neutrones de un núcleo sabiendo que tiene una masa
atómica de 206 y que su catión de carga 4 presenta 78 electrones
SOLUCIÓN
(a) Fluoruro de aluminio
(b) hidróxido de hierro(II) (hidróxido ferroso)
(c) nitrato de cobre(II) (nitrato cúprico)
(d) perclorato de bario
(e) fosfato de litio
(f) sulfuro de mercurio(I) (sulfuro mercuroso)
(g) acetato de calcio
(h) carbonato de cromo(III) (carbonato crómico)
(i) cromato de potasio
(j) sulfato de amonio
TEORÍA CUÁNTICA
EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
La luz, como la que emite el sol o una bombilla incandescente, es una forma
de energía radiante. Cuando se hace pasar a través de un prisma la luz blanca
de una lámpara incandescente (una bombilla eléctrica ordinaria), la luz se
separa en un espectro continuo o arcoíris de colores.
Además de la luz visible, existen otras formas de energía radiantes, como los
rayos gamma, la radiación ultravioleta y la infrarroja. Todas estas formas de
energía radiente o radiación electromagnética, viajan por el espacio a razón
de 3x108m/s: la velocidad de la luz.
La radiación electromagnética viaja en ondas, muy parecidas a las que se
forman en un lago en un día de viento.
La distancia entre crestas de ondas consecutivas se llama longitud de onda, y se representa
mediante la letra griega lambda ( )
El número de crestas que pasan por un punto determinado en 1 segundo recibe el nombre de
frecuencia y se representa con la letra griega v.
La velocidad (u) de una onda se obtiene multiplicando la longitud de onda por la frecuencia.
u=λ
ELECTRONES EXCITADOS Y ESPECTROS
Si la luz de una flama en la que se calienta una sustancia química
determinada se hace pasar a través de un prisma, sólo se observarán unas
líneas coloridas angostas en vez del espectro continuo que se observa cuando
se hace pasar la luz blanca a través de un prisma. Cada línea corresponde a
luz de energía y frecuencia definidas. El patrón específico de líneas coloridas
y frecuencias emitidas por cada elemento, su espectro de líneas, es una
propiedad característica del elemento.
El espectro de líneas permite identificar el elemento y se utiliza un
instrumento llamado espectroscopio para observar este espectro.
Cada elemento tiene un espectro característico.
En el año 1900, el físico Max Planck, propuso una
explicación, conocida como teoría cuántica, de las
frecuencias de la luz que emitían los sólidos muy
calientes. En 1905 Einstein amplió esta teoría para incluir
todas las formas de luz. Según esta teoría cuántica, la luz
se emite de modo discontinuo, en paquetes discretos o
definidos llamados cuantos o fotones, no como una onda
continua. La frecuencia de la luz, v, aumenta en
proporción al incremento de la energía, E, donde h, la
constante de Planck es 6,63x10-34joule-segundo (J-s).
E= hv
E = hu/λ
Espectro de emisión del átomo de
hidrógeno
En 1913 el físico danés Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica del
espectro de emisión del átomo de hidrógeno. De acuerdo con las leyes de la física
clásica, un electrón que se mueve en la órbita del átomo de hidrógeno
experimentaría una aceleración hacia el núcleo al emitir energía en forma de
ondas electromagnéticas. Por tanto, tal electrón rápidamente se movería en
espiral hacia el núcleo y se destruiría junto con el protón. Para explicar por qué
esto no sucede, Bohr postuló que el electrón sólo puede ocupar ciertas órbitas de
energías específicas. En otras palabras, las energías del electrón están
cuantizadas. Un electrón en cualquiera de las órbitas permitidas no se moverá
en espiral hacia el núcleo y, por tanto, no radiará energía. Bohr atribuyó la
emisión de radiación de un átomo de hidrógeno energizado, a la caída del
electrón de una órbita de energía superior a una inferior y a la emisión de un
cuanto de energía (fotón) en forma de luz
Así demostró que las energías que tiene el electrón en el átomo de hidrógeno
están dadas por
1,2,3,4,5….
El número cuántico del momento
angular (ℓ)
El número cuántico del momento angular (ℓ) expresa la “forma” de los orbitales.
Los valores de ℓ dependen del valor del número cuántico principal, n. Para cierto
valor de n, ℓ tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta (n – 1).