7. MODELOS ATÓMICOS: MODELO ATÓMICO ACTUAL

Los modelos anteriores no acababan de justificar el comportamiento de átomos polielectrónicos, por lo que era necesario plantearse modificaciones o buscar un nuevo modelo de átomo.

Diversos descubrimientos producidos tanto en el ámbito de la Química como de la Física, llevan a proponer un nuevo modelo atómico, basado en unas nuevas leyes de la mecánica, la Mecánica Cuántica:

Hipótesis de Planck : La luz está formada por partículas o cuantos de energía denominados fotones. 

Dualidad onda-partícula de De Brooglie: A nivel cuántico la materia se comporta como onda y como partícula a la vez.

Principio de Indeterminación de Heisenberg: No es posible determinar simultáneamente la posición y la velocidad de un electrón.

Ecuación de onda de Scrödinger: Ecuación del movimiento ondulatorio aplicada al electrón.

Principio de exclusión de Pauli: En un orbital atómico, se pueden situar como máximo dos electrones. 

Según el modelo atómico actual:

- El átomo consta de dos partes, el núcleo, en el que se encuentran los protones y los neutrones (y por tanto la masa del átomo)

- La corteza, separada del núcleo por espacio vacío. En ella se encuentran los electrones.

- El concepto de órbita, como un recorrido circular plano entorno al núcleo se ha sustituido por el de orbital atómico: zona del espacio en torno al núcleo en la cual la probabilidad de encontrar a un electrón es máxima.

Los orbitales atómicos son zonas de probabilidad, esto es, no podemos localizar con exactitud y precisión la posición del electrón en su movimiento entorno al núcleo.

Adoptan diferentes formas, según el recorrido que realice el electrón, y así hablamos de orbitales tipo s, tipo p, tipo d o tipo f:

Para hacer la CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA, la distribución en la corteza de los electrones de un átomo, tenemos que tener en cuenta el número de electrones que caben, como máximo en cada tipo de orbital:

Y seguir el orden indicado en el diagrama de Moeller:

Ejemplos: 

Distribución electrónica de un átomo con 15 electrones (fósforo, P):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

^{Distribución electrónica del cromo (Cr) que tiene 24 electrones:}

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴

^{Distribución electrónica del elemento de Z = 34:}

^{Se trata del Selenio (Se) :} 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰4p⁴

1. Escribe la configuración electrónica de los elementos siguientes:

a) Cloro

b) Elemento de Z = 40

c) Potasio

3. Un elemento químico tiene número atómico Z= 26 y número másico A = 56. Indica cuántas partículas tiene en el núcleo, de qué tipo  y cuál es la configuración electrónica de su corteza.

2. Indica qué elemento químico tiene la configuración electrónica fundamental: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰4p⁶5s<sup>1   


TRABAJO VOLUNTARIO

Elabora un póster con los diferentes modelos atómicos</sup>

6. MODELOS ATÓMICOS: MODELO ATÓMICO DE BOHR

Cuando se hace pasar la luz blanca  por un prisma, ésta se descompone en las radiaciones monocromáticas que la forman, en un proceso denominado dispersión:

Al calentar un elemento hasta que llega a la incandescencia, se produce una emisión de luz que, al hacerla pasar por un prisma, se descompone en forma de un espectro discontinuo, que consta de una serie de líneas correspondientes a determinadas frecuencias y longitudes de onda. Cada elemento químico tiene un espectro propio y característico, diferente de los espectros de los demás elementos, por lo que sirve para identificarlo.

En este vídeo puedes ver los colores producidos por diferentes sustancias al calentarlas a la llama:

Al pasar las radiaciones emitidas en la llama a través de un espectroscopio:

 se pueden obtener los espectros de los diferentes elementos. Por ejemplo:

La espectroscopia es una técnica habitual de estudio aplicada tanto en Química como en Física.

El origen de los espectros era desconocido hasta que en 1913 el físico Niels Bohr  asoció la emisión de radiación por parte de los átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la que éstos se encuentran del núcleo.

Bohr propuso un nuevo modelo atómico (Modelo de energía cuantizada), que se basa en los siguientes  postulados:

1. Los electrones giran alrededor del átomo en órbitas estacionarias, sin emitir energía. 

2. La energía asociada a cada órbita aumenta desde el núcleo hacia el exterior.

3. Para que un electrón pase de una órbita interna a otra más externa, hay que suministrarle energía. Si el electrón pasa de una órbita externa a otra más interna, la diferencia de energía se emite en forma de radiación electromagnética. Cuando los electrones se encuentra en su órbita, se dice que están en estado fundamental; cuando pasan a una órbita de mayor energía, se encuentran en estado excitado.

4. Sólo son posibles órbitas con determinados valores de energía (energía cuantizada).

5. Cómo máximo, un átomo solo pueden contener 7 órbitas, esto es, 7  niveles de energía.

1. Basándote en los postulados del modelo de Bohr, trata de justificar:

- La emisión de los espectros electromagnéticos

- La dilatación de los metales por el calor

2. ¿Por qué se dice que los espectros son la "huella dactilar" de los elementos químicos?

3. ¿Qué idea nueva introduce Bohr dentro del átomo?

4. Elabora una tabla de doble entrada situando, por una parte, los modelos atómicos (Thomson, Rutherford, Bohr) y por otra, los siguientes aspectos: nombre del modelo ;  hechos experimentales en los que se basa; postulados del modelo; nueva idea que introduce en la estructura del átomo.

PROPUESTA DE TRABAJO:

• Construcción de un espectroscopio casero

ALGUNAS REACCIONES QUÍMICAS ...

1. Pasta de dientes para elefantes

Vamos a hacer una reacción de descomposición utilizando un catalizador: descomposición del peróxido de hidrógeno (H2 O2), catalizada por permanganato de potasio. La reacción de descomposición del agua oxigenada es:

2H2O2 (aq) ® 2H2O(l) + O2 (g)

- Vamos a necesitar:

- Un vaso alto
- Vaso de precipitados
- Frasco lavador
- Varilla de vidrio
- Permanganato de potasio, KMnO4
- Agua
- Fairy

- Cómo lo vamos a hacer:

1. Disolver en el vaso de precipitados el permanganato de potasio. Agitar.
2.  Echar un poco de fairy en el vaso alto
3. Añadir la disolución de permanganato de potasio. Mezclar con la varilla
4. Echar el agua oxigenada

2. Inflador de globos 

Vamos a realizar una reacción ácido-base utilizando vinagre y bicarbonato de sodio. Recuerda que en esta reacción se desprende un gas CO2, dióxido de carbono, que vamos a utilizar para inflar el globo.

- Vamos a necesitar:

- Globo de cumpleaños.

- Botella de PVC de 500 mL.

- Espátula

- Embudo

- Bicarbonato de sodio.

- Ácido acético (Vinagre).

- Cómo lo vamos a hacer:

1. Introducir unos 50 mL de vinagre en la botella
2. Colocar el globo sobre la botella, ajustándolo al cuello de la botella.
3. Levantar lateralmente el glbo y con rapidez, introducir 2 cucharadas de bicarbonato.
4. Ajustar el globo a la botella.

5. MODELOS ATÓMICOS: LOS NÚMEROS QUE IDENTIFICAN AL ÁTOMO

NÚMERO ATÓMICO,  Z = nº de protones

NÚMERO MÁSICO,   A = nº de protones + nº de neutrones 

Partículas del átomo:

- En la corteza : Z electrones (ya que el átomo es neutro: nº protones = nº electrones)

- En el núcleo : A nucleones
                                                Z protones

                                                A - Z neutrones

Para escribir un elemento químico:

1. Un elemento químico tiene número atómico Z = 35 y A = 80. Busca de qué elemento se trata en el sistema periódico, escribe su notación e indica cuántos protones y neutrones tiene en el núcleo y cuántos electrones tiene en la corteza.

2.  El elemento de número másico 127 tiene 53 electrones.  Busca en el S.P. de qué elemento se trata. ¿Cuántos protones y cuántos neutrones tiene en su núcleo?

3. Un elemento químico tiene 12 neutrones y 11 protones. ¿Cuál es su número atómico y su número másico?. Escribe la notación del elemento.

Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones. Pero pueden tener diferente número de neutrones:

Elementos isótopos son aquellos que tienen el mismo número de protones pero se diferencian en el número de neutrones (mismo Z pero diferente A).

Por ejemplo, el elemento hidrógeno se presenta en tres isótopos:

4. Indica cuántos protones y cuántos neutrones tiene cada isótopo, y escribe la notación del elemento correspondiente.

5. Averigua en qué formas isotópicas se presentan el oxígeno y el carbono.

4. MODELOS ATÓMICOS: PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

Distintas experiencias han permitido medir el tamaño de los átomos. Considerado como una esfera, el átomo tiene un radio de unos 10^-10m y el núcleo tiene un radio de unos 10^-14 m. De aquí se puede deducir que el núcleo es unas 10000 veces más pequeño que el átomo.

Esto es, si el átomo fuera del tamaño de un campo de fútbol, el núcleo sería como un guisante colocado en su centro, y los electrones se encontrarían en las gradas girando alrededor del campo.

Respecto de las masas, el protón y el neutrón tienen una masa muy superior a la del electrón, por eso consideramos que la parte que da peso al átomo es el núcleo, siendo la masa de la corteza despreciable.

Calcula cuántas veces es más pesado el protón que el electrón.

       Página 27, ejercicio 3

3. MODELOS ATÓMICOS: MODELO DE RUTHERFORD

A finales del siglo XIX Goldstein  observó que en un tubo de rayos catódicos, con el ánodo perforado, se generaba una corriente de partículas moviéndose desde el cátodo hacia el ánodo.

Estos rayos parecían atravesar los "canales" (perforaciones) del cátodo, por lo que se les denominó rayos canales.

Se observó que, al igual que los rayos catódicos, eran desviados por campos electromagnéticos, pero en este caso se comportaban como lo harían cargas positivas; la  masa de las partículas que los formaban  era superior a la de los electrones y procedían también del interior del átomo. Las partículas que los constituían  recibieron el nombre de protones.

En 1911, el físico y químico Ernest Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas), procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad. El experimento permitió observar el siguiente comportamiento en las partículas lanzadas:

- La mayor parte de ellas atravesaron la lámina sin cambiar de dirección. 

- Unas pocas partículas rebotaron en la lámina.

- La intensidad de radiación que incidía era mayor que la suma de las intensidades de la radiación que se reflejaba y de la radiación que la atravesaba.

Esto llevó a Rutherford a pensar que en el interior del átomo además de electrones había protones y espacio vacío. Y a postular su modelo atómico o "Modelo del sistema planetario"

• El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y prácticamente toda la masa.

• La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se hallan fuera del núcleo. Propone también la existencia de otras partículas, los neutrones, que fueron posteriormente descubiertos.

• Los electrones giran a gran velocidad alrededor del núcleo y están separados de éste por una gran distancia.

• Rutherford supuso que el átomo estaba formado por un espacio fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que giran alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño.

1. ¿Qué crees que llevó a Rutherford a pensar que en el interior del átomo había espacio vacío?

2. ¿Por qué propone que los electrones giran alrededor del núcleo?

3. ¿Por qué propone la existencia de los neutrones, si todavía no se habían descubierto?

4. Justifica el nombre de este modelo

2. MODELOS ATÓMICOS: MODELO DE THOMSON

A mediados del siglo XIX los científicos, al estudiar las descargas eléctricas en el interior de tubos de vacío, vieron que el cátodo del tubo emitía una radiación a la que denominaron rayos catódicos.

Observaron que:

- en ausencia de campos eléctricos o magnéticos los rayos viajaban en línea recta. Sin embargo, sometidos a campos eléctricos o magnéticos se desviaban como lo harían las cargas negativas.

- al colocar un molinillo dentro del tubo, éste se movía bajo la acción de los rayos catódicos. Esto implicaba que la radiación estaba formada por partículas con masa.

- los rayos emitidos por cátodos de diferentes materiales eran siempre iguales.

De estas y otras observaciones se dedujo que:

• Los rayos catódicos estaban formados por partículas diminutas de carga negativa: los electrones
• Estos electrones proceden del interior de los átomos y están presentes en e toda la materia.

Thomson propone en 1904 su modelo, conocido con el nombre de " Modelo del pastel de pasas"

El átomo está compuesto por electrones  de carga negativa en un átomo positivo, incrustados en éste al igual que las pasas de un pastel.

1. MODELOS ATÓMICOS:LOS ÁTOMOS. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

En 1808 John Dalton propone que la materia está formada por pequeñas partículas denominadas átomos. 

De acuerdo con la teoría atómica de Dalton:

- Los elementos están constituidos por átomos indivisibles

- Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.

- Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masa y propiedades

- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla.

- En las reacciones químicas se produce separación, combinación o reagrupamiento de los átomos, nunca creación o destrucción de los mismos.

Representación de Dalton de los átomos

CONCEPTOS CLAROS

1. ¿Qué es una reacción química?

2. ¿Qué es una ecuación química? ¿Cómo se escribe?

3. Ley de conservación de la masa

4. Tipos de reacciones químicas

5. Reacciones ácido-base

                                    5.1 Propiedades de los ácidos y de las bases

                                    5.2 Disociación de un ácido y de una base

                                    5.3 Reacciones de neutralización

6. Velocidad de reacción

                                      6.1 Definición

                                      6.2 Teoría de las colisiones.

                                      6.3 Choques eficaces

                                      6.4 Energía de activación

                                      6.5 Factores que modifican la velocidad de reacción

7. Energía de las reacciones químicas

                                      7.1 Entalpía de reacción

                                      7.2 Reacción exotérmica y reacción endotérmica

8. Cantidad de materia: mol y masa molar

9. Estequiometría de una reacción química

                                       8.1 Ajuste estequiométrico

                                       8.2 Cálculos en moles

                                       8.3 Cálculos en masa

                                       8.4 Cálculos en volumen

                                       8.5 Cálculos con calores de reacción

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Es el cálculo de las relaciones en moles, en masa o en volumen de los reactivos y los productos implicados en una reacción química.

Los coeficientes estequiométricos de una reacción química indican la relación entre el número de moles de los compuestos implicados:

                                2 H2 + O2 ®  2 H2O

   2 mol de H2 reaccionan con 1 mol de O2 para formar 2 mol de H2O

Partiendo de estas relaciones estequiométricas que proporcionan las reacciones ajustadas, podemos determinar relaciones entre cantidades de productos y cantidades de reactivos.

1.- Relación en moles:

• ¿Cuántos moles de H₂O se producirán en una reacción si partimos de  2,5 moles de O₂? 

Vemos en la reacción que 1 mol de O₂  supone la formación de 2 mol de  H2O.
Por tanto, "estequiométricamente", a partir de 2,5 mol de O₂   se obtendrán:    2 x 2,5 = 5 mol de H2O

• ¿Con cuántos moles de H2 reaccionarán?

Por el razonamiento anterior, se necesitarán 2 x 2,5 = 5 mol de H2

2.- Relación en masa:

• ¿Cuántos gramos de H₂O se obtendrán si partimos de 160 g de O₂?

- Primero calculamos la masa molar de los compuestos que queremos relacionar:

M(H₂O) = 2.1 + 16 = 18 g/mol
M(O<sub>2) = 2. 16 = 32 g/mol

- Tenemos en cuenta la relación estequiométrica entre ellos:</sub>

_{1 mol de}  O₂   ®2 mol de H₂O

- Expresamos la relación en masa:

32 g de O₂   ® 2 . 18 = 36 g de H₂O

- Establecemos una proporción: Si a partir de 32 g de oxígeno se obtienen 36 g de agua, con 160 g de oxígeno se obtendrán:

Resolviendo la proporción: x = 180 g de H2O

En contacto con el oxígeno del aire, el cobre se oxida según la reacción:

Cu(s) + O2(g) ® CuO (s)

1. Ajusta la ecuación química

2. Expresa la relación en moles entre el cobre y el óxido de cobre

3. Expresa la relación en masa entre el cobre y el óxido de cobre

4. Si se oxida una pieza de cobre de 200 g, ¿qué masa de óxido de cobre se obtendrá?

 Página 93: ejercicio 2

Página 104: ejercicios 2, 3, 4

3.- Relación en volumen:

• El gas metano arde en presencia de aire de acuerdo con la reacción: 

CH₄(g) + O₂ (g) ®  CO₂ (g) + H₂O (l)

Ajusta esta ecuación y determina el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá y el volumen de oxígeno necesario para la combustión de 50 g de gas metano,  si la reacción transcurre a 20ºC y 1,2  atm de presión

- Ajustamos la ecuación: CH₄(g) + 2 O₂ (g) ®  CO₂ (g) + 2 H₂O (l)

-  Calculamos a cuántos moles corresponden 50 g de metano. Como la masa molar del metano es M(CH4) = 12 + 4.1 = 16 g/mol, 50 g serán:

50 / 16 = 3,125 mol d e CH4

- Para relacionar el CH4 con el CO2 nos fijamos en la relación estequiométrica: 1 mol de CH4 produce 1 mol de CO2. Por tanto, a partir de 3,125 mol de CH4 se desprenderán 3,125 mol de CO2.

- Para calcular a qué volumen de gas corresponden, utilizamos la ecuación de Clapeyron de los gases ideales:

P.V = n . R. T

en la que :

P = presión (atm)

V = volumen (L)

n= número de moles del gas (mol)

R = constante de Rydberg (0,082 atm.L/mol.K)

T = temperatura absoluta (K).  Recuerda que K = ºC + 273

En este caso:  1,2 . V = 3,125 . 0,082 . 293 

Despejando: V = 62,56 L de CO2

- Miramos la relación entre el CH4 y el O2 . Ahora, los moles de oxígeno son el doble que los de metano. Si se queman 3,125 g de metano, se necesitarán:

2 x 3,125 = 6, 25 mol de O2

Aplicamos la ecuación de Clapeyron para calcular a qué volumen de gas oxígeno corresponden:

1,2 . V = 6,25 . 0,082 . 293 

V = 125,13 L de O2

Calcula el volumen de amoniaco que se obtendrá a partir de 100 g de nitrógeno, de acuerdo con la ecuación: N₂(g)+  3 H₂ (g) ® 2 NH₃ (g). Considerar que la reacción transcurre a 25ºC y 0,98 atm de presión. 

Página 104 : ejercicios 5, 6, 7

4. Cálculos con calores de reacción:

Si consideramos una ecuación termoquímica (ecuación en la que se indica el calor que acompaña a la reacción), podemos aplicar los cálculos estequiométricos para determinar el calor intercambiado en un proceso determinado. 

• El etanol arde según la ecuación:  

C₂H₆O(l) + 3 O₂ (g)  ®  2 CO₂ (g) + 3 H₂O (l) + 29,7 kJ/mol

Calcular la cantidad de calor que se desprenderá cuando se queman 250 g de etanol.

- Calculamos a cuántos moles corresponden 250 g de etanol. Como la masa molar de etanol es M = 12.2 + 1.6 + 16 = 46 g/mol, 250 g serán:

250 / 46 = 5,43 mol de etanol

- Vemos en la ecuación que cuando se quema 1 mol de etanol se desprenden 29,7 kJ. Si quemamos 5,43 mol se desprenderán:

5,43 . 29,7 = 161,27 kJ

El benceno C6H6 es un compuesto que pertenece al grupo de los denominados "compuestos aromáticos" por su olor característico. La reacción de formación del benceno, a partir de sus elementos es:  

6 C(s) +3 H₂(g)  + 49 kJ/mol  ® C₆H₆ (l) 

Calcula la cantidad de calor necesaria para formar 312 g de benceno.

Página 104, ejercicio 10