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COLEGIO DE BACHILLERES

QUÍMICA II

Colaborador

Revisión de Contenido

Rosa Martha Chávez Maldonado

Genaro Cisneros Vargas M. Sergio Ríos Carbajal Gabriel Roca Niño Javier Zaldívar González

Asesoría Pedagógica Alejandro González Villleda

Diseño Editorial Leonel Bello Cuevas Javier Darío Cruz Ortiz

COLEGIO DE BACHILLERES

QUÍMICA II

FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA

Autores: Reyna Dalia Campos Vargas Lourdes Castro Buendía José Guadalupe Monroy David Nahón Vázquez

C O L E G IO D E B A C H IL L E R E S

Colaborador Rosa Martha Chávez Maldonado Asesoría Pedagógica Alejandro González Villleda Revisión de Contenido Genaro Cisneros Vargas M. Sergio Ríos Carbajal Gabriel Roca Niño Javier Zaldívar González Diseño Editorial Leonel Bello Cuevas Javier Darío Cruz Ortiz

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ÍNDICE

INTRODUCCIÓN CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO

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PROPÓSITO

11

1.1 LEYES PONDERALES

13

1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa (Antoine Laurent Lavoisier) 1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes (Jeremías Benjamín Richter) 1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas (Joseph Louis Proust) a) Composición centesimal 1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples (John Dalton) 1.2 TEORÍA ATÓMICA

13 22 24 29 30 35

1.2.1 Aspectos Históricos a) La teoría atómica y las leyes ponderales b) Pesos atómicos relativos (masa atómica)

35 36 36

1.2.2 Cálculos Estequiométricos a) Masa Molecular (suma de moléculas) b) Masa Molar c) Fórmula Química d) Fórmula Mínima (empírica) e) Fórmula Molecular

38 38 40 43 44 46

RECAPITULACIÓN ACTIVIDADES INTEGRALES AUTOEVALUACIÓN

3

49 50 53

CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES

55

PROPÓSITO

57

2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA

59

2.1.1 Carga Eléctrica 2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos a) Características de los rayos catódicos b) Electrón (primera partícula subatómica) c) Protón (segunda partícula subatómica) d) Modelo atómico de Thomson 2.2 RADIACTIVIDAD

59 62 63 65 66 67 76

2.2.1 Antecedentes Históricos 2.2.2 Modelo Atómico de Rutherford a) Postulado del modelo atómico de Rutherford 2.2.3 Modelo Atómico de Bohr a) Espectros b) El átomo de Bohr c) Modelo Atómico de Bohr -Sommerfeld 2.2.4 Configuración Electrónica a) Espín b) Configuración electrónica y la tabla periódica 2.3 FENÓMENOS NUCLEARES 2.3.1 Isótopos a) Isótopos y sus aplicaciones 2.3.2 Neutrón 2.3.3 Energía de Amarre 2.3.4 Fisión Nuclear a) Reactor Nuclear 2.3.5 Fusión Nuclear RECAPITULACIÓN ACTIVIDADES INTEGRALES AUTOEVALUACIÓN

4

76 77 78 80 81 85 94 96 99 101 105 105 106 106 108 108 109 110 116 117 121

RECAPITULACIÓN GENERAL

123

ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN

124

AUTOEVALUACIÓN

126

GLOSARIO

128

BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA

132

5

INTRODUCCIÓN

Desde épocas remotas, posiblemente desde los griegos, el ser humano se ha visto en una constante lucha por comprender ciertos aspectos de la naturaleza, tales como querer saber cómo está hecha la materia o si una muestra de hierro se puede dividir infinitamente, sin que dejen de ser hierro, éstos y otros dilemas son los que siempre le han preocupado al hombre. En este sentido, el fascículo tiene como objetivo que reconozcas la estructura del átomo y lo identifiques como la unidad básica en la materia: para lograr lo anterior deberás llevar a cabo experimentos relacionados con las leyes ponderables y las propiedades electromagnéticas, revisar el modelo atómico de Bohr, y realizar cálculos estequiométricos; todo lo anterior te podrá servir para comprender, cuantificar e interpretar el comportamiento de la materia y contar con los antecedentes necesarios para iniciar el estudio de los enlaces químicos. A partir de lo anterior, el fascículo se encuentra dividido en dos capítulos: En el capítulo 1, titulado, “CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO”, revisaremos las leyes ponderales (ley de la conservación de la masa, ley de los pesos equivalentes, ley de las proporciones constantes y la ley de las proposiciones múltiples) que dieron origen a la teoría Atómica. Posteriormente, nos centraremos en cómo se estableció dicha teoría y en el cálculo de las diferentes variables que influyen en el comportamiento del átomo. En lo que se refiere al capítulo 2, “ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES”, haremos mención al principio de los rayos catódicos, la existencia del electrón (partícula negativa) y el protón (partícula positiva). Posteriormente hablaremos del primer modelo atómico (“pastel de pasas”), el cual sirvió como base para realizar experimentos en la emisión de radioactividad. Como tercer tema revisaremos el modelo atómico de Niels Bohr, y su propuesta sobre los niveles de energía. Por último, te daremos a conocer cuáles son los usos y/o aplicaciones, de este modelo, así como los cambios que puede sufrir el núcleo atómico, como son la fusión y la fisión.

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CAPÍTULO 1

CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO 1.1 LEYES PONDERALES 1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa 1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes 1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas 1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples

1.2 TEORÍA ATÓMICA 1.2.1 Aspectos Históricos 1.2.2 Cálculos Estequiométricos

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PROPÓSITO

Con la lectura de este capítulo conocerás cuál es la Teoría Atómica, esto lo lograrás a partir de la revisión: de las leyes ponderables y su aplicación en experimentos; Modelo Atómico de Bohr, realizando cálculos estequiométricos en la Teoría Atómica. El conocer lo anterior te permitirá reconocer la existencia del átomo y contar con antecedentes para iniciar el estudio de la estructura atómica.

11

12

CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO 1.1 LEYES PONDERALES Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que se descubrieron mediante la experimentación y hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción. Estas leyes son: x Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier. x Ley de los pesos equivalentes propuesta por Richter. x Ley de las proporciones constantes o definidas de Proust. x Ley de las proporciones múltiples debida a Dalton. 1.1.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (ANTOINE LAURENT LAVOISIER) La explicación de los extraños cambios de peso durante la combustión se tuvo que buscar en los gases que aparecían o desaparecían mientras se formaban nuevas sustancias. Pese al lento desarrollo de su estudio, desde Jean Baptista Van Helmont (1577-1644) hasta George Ernest Sthal (1660-1734), no se había intentado tomarlos en cuenta. Pensando en los cambios de peso durante la combustión, los investigadores sólo tenían ojos para los sólidos y los líquidos. Las cenizas eran más ligeras que la madera, pero; ¿qué ocurría con los vapores liberados por la madera ardiente?. Éstos no se consideraban.

13

Figura 1. Combustión de un tronco de madera.

Antes de poder subsanar estas deficiencias era preciso que los químicos se familiarizaran más con los gases. Es por ello que el estudio de los mismo es tan importante en la Química (véase fascículo 2 de Química I). Si se pesa una vela de parafina, se enciende y deja consumir durante cierto tiempo en presencia del aire. Posteriormente se vuelve a pesar la vela, encontrándose un aparente cambio de peso. ¿Qué habrá sucedido?. ¿Se habrá destruido la materia?. Por otro lado, si se pesa un clavo de hierro, posteriormente se expone al aire húmedo durante un periodo largo de tiempo. Después de este período se pesa el clavo y se registra un aumento, aparente, de peso. ¿Ante este cambio químico podríamos decir que se creó la materia?.

Figura 2. Antoine L. Lavoisier (1743-1794), científico francés que aplicó la Cuantificación a la Química, la que lo llevó a proponer la Ley de la Conservación de la Materia.

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Desde el principio de sus investigaciones, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) reconoció la importancia de las mediciones precisas. Lavoisier, siendo más sistemático, utilizó la cuantificación como instrumento para derribar viejas teorías que entorpecían el progreso de la Química, ya que aún en 1770 existían científicos que seguían aceptando la vieja concepción griega de los cuatro elementos y de la transmutación ya que, por ejemplo, el agua se transformaría en tierra, calentándola durante mucho tiempo. Durante 101 días, Lavoisier hirvió agua en un aparato que condensaba el vapor y lo devolvía al matraz, de manera que en el transcurso del experimento no se perdía sustancia alguna (pesó el agua y el recipiente, antes y después del experimento). El sedimento (la tierra) apareció, pero el agua no varió de peso durante la ebullición. Sin embargo, una vez extraído el sedimento, resultó que el matraz pesaba menos, justamente lo que pesaba el sedimento. Es decir, el sedimento no era agua convertida en tierra, sino vidrio atacado por el agua caliente y precipitado como sedimento. De manera similar, Lavoisier estudió la combustión, fenómeno que era problemático explicar para la Química del siglo XVIII. En este estudio también mostró que si en el curso de los experimentos se tenían en cuenta todas las sustancias que formaban parte de la reacción química y todos los productos formados, nunca habría un cambio de peso (o utilizando el término más preciso, un cambio de masa). Es por ello que Lavoisier mantuvo la idea de que la masa no se crea ni se destruye, sino que solamente cambia de una sustancia a otra. Ésta es la llamada Ley de la conservación de la masa, formulada en 1783, la cual sirvió de fundamento para la Química del siglo XIX. Las conclusiones obtenidas por Lavoisier fueron tan importantes, que los químicos aceptaron sin reserva el uso de la cuantificación en sus investigaciones.

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ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No.1 “DETERMINACIÓN DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA” Objetivo Determinar la masa de las sustancias antes y después de una reacción, mediante la medición de su masa para comprobar que se conserva. Cuestionario de conceptos antecedentes 1) ¿Cómo se enuncia la Ley de la Conservación de la Materia? ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ 2) ¿Cómo se define la masa de una sustancia? ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ 3) ¿Qué relación hay entre la masa y la materia? ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ Experimento I Objetivo Determinar la masa de una vela y los productos de su combustión para identificar si hay variación. Hipótesis Elabora una hipótesis que involucre a la masa de la vela antes y después de la combustión: _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 16

¿Qué necesitas? Materiales

Sustancias

☞ 1 Frasco de vidrio de 4 L de boca ancha ☞ 1 vela de 3 cm. y con tapa de rosca. ☞ 1 Balanza granataria con plataforma. ☞ 1 Alambre de cobre de 50 cm. Prevención y seguridad La indicada para el trabajo con material de vidrio. ¿Cómo hacerlo? Enrolla fuertemente el extremo de un tramo de alambre de cobre alrededor del extremo inferior de la vela. Usa el alambre como asa para introducir la vela hasta el fondo del frasco de boca ancha. Corta el alambre de cobre de modo que quede dentro del frasco sin que interfiera con la tapa. Coloca en una balanza adecuada el frasco, con la vela, el alambre y la tapa, como lo muestra la figura.

Figura 3.

Pesa el conjunto y registra el dato.___________________________________________ Usa el asa de alambre para sacar la vela del frasco. Enciende la vela y bájala rápidamente hasta el fondo del frasco. Tápalo inmediatamente y observa lo que ocurre con el equilibrio de la balanza, conforme se consume la vela. Registra el peso y anota el dato.

17

Una vez extinguida la llama abre el frasco; sopla en él o bien inviértelo durante varios minutos para dejar escapar los productos de la combustión. Coloca ahora el frasco con la vela, el alambre y la tapa en la balanza. Pesa el conjunto y registra el dato. Vuelve a sacar la vela con el alambre, enciéndela y colócala en el fondo del frasco sin taparlo. Observa lo que ocurre con el equilibrio de la balanza conforme arde la vela. Registro de observaciones Peso inicial del sistema.____________________________________________________ _______________________________________________________________________ Peso después de arder la vela.______________________________________________ _______________________________________________________________________ Peso después de dejar escapar los productos de la combustión.____________________ _______________________________________________________________________ ¿Qué ocurre mientras arde la vela cuando no se tapa?.___________________________ _______________________________________________________________________ Experimento II Objetivo Observar el peso durante la fusión del hielo para identificar si hay variación. Hipótesis Elabora una hipótesis en torno a la variación de la masa durante la fusión del hielo. _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ¿Qué necesitas? Material

Sustancias

☞ 1 balanza granataria con plataforma

☞ 200 ml de agua tibia (35 a 40ºC)

☞ 1 matraz Erlenmeyer de 500 ml

☞ 3 cubos de hielo

☞ 1 tapón de hule para el matraz

18

Prevención y seguridad La indicada para el trabajo con material de vidrio ¿Cómo hacerlo? Coloca en la balanza el matraz Erlenmeyer de 500 ml con los 200 ml de agua tibia (35 a 40º C). Agrégale unos trozos de hielo y tápalo, como lo muestra la figura 4.

Figura 4.

Pesa el conjunto y registra el dato___________________________________________ Observa el peso conforme ocurre la fusión en el hielo. Registro de observaciones Peso del conjunto antes de la fusión del hielo __________________________________ Peso del conjunto después de la fusión del hielo ________________________________

Experimento III Objetivo Determinar el peso de las sustancias que intervienen en una reacción antes y después de la misma para identificar si hay variación.

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Hipótesis Elabora una hipótesis que involucre la masa de las sustancias que intervienen en una reacción. _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ¿Qué necesitas? Materiales

Sustancias

☞ 2 ☞ 1 ☞ 2

☞ 50 ml de cloruro de bario al 5% ☞ 50 ml de ácido sulfúrico al 5%

matraces Erlenmeyer de 250 ml balanza granataria con plataforma probetas de 50 ml

Prevención y seguridad La indicada para el trabajo con material de vidrio. Cloruro de bario. Sólido cristalino, poco tóxico, evítese su inhalación e ingestión. Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todos los tejidos del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al aparato digestivo. ¿Cómo hacerlo? Coloca en un matraz los 50 ml. de la disolución de cloruro de bario al 5% y en el otro los 50 ml de ácido sulfúrico al 5% (figura 5).

50 ml de cloruro de bario al 5%

50 ml de ácido sulfúrico al 5%

Figura 5.

20

Coloca los dos matraces juntos en la balanza y registra su peso (figura 6). Vierte el contenido de uno de los matraces en el otro y vuelve a colocar el matraz vacío en la balanza junto al otro. Observa lo que ocurre en el matraz que contiene las disoluciones y registra si se produce alguna variación en el peso del conjunto.

Figura 6.

Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico es muy corrosivo, evita su contacto. Si sufres algún derrame en la piel, lávate inmediatamente con abundante agua y avísale a tu asesor o al responsable de laboratorio. Registro de observaciones Peso de los matraces con disoluciones________________________________________ Peso de los matraces uno vacío y otro con las disoluciones _______________________ Peso del conjunto después de la reacción _____________________________________ Cuestionario de reflexión ¿A qué se debe la variación de peso en el experimento I? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ¿Cómo se relacionan cada uno de los experimentos con la Ley de la Conservación de la Materia? Experimento I _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________

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Experimento II _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Experimento III _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Considera el cuestionario de reflexión al contestar tus hipótesis con los resultados de cada experimento y elabora tus conclusiones. _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 1.1.2 LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES (JEREMÍAS BENJAMIN RICHTER) No obstante que en sus experimentos Lavoisier estableció la composición cuantitativa del agua, no mostró interés en las relaciones ponderales con que los elementos químicos se combinan entre sí para formar compuestos. Jeremías Benjamín Richter (1762-1807) buscó aplicar las matemáticas a la reciente Química y trató de establecer relaciones numéricas entre las composiciones de las diferentes sustancias. En su trabajo con los ácidos y las bases (o álcalis), Richter observó que si se mezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizaban, es decir, la mezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Estudió este fenómeno y midió la cantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad determinada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones cuidadosas encontró que se requerían cantidades fijas y exactas.

Figura 7. Usando papel impregnado de extracto vegetal (tornasol, por ejemplo) se puede identificar si un líquido tiene propiedades ácidas o básicas.

22

A partir de sus observaciones, y apoyándose en numerosos ejemplos, dedujo la llamada Ley de los pesos equivalentes, la cual fue enunciada en 1799 y dice: “Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustancia son químicamente equivalentes entre sí”. Un ejemplo de ello es cuando queremos hacer agua de limón, pero todo depende de las cantidades: para una jarra de agua de limón (1 litro) se utilizan dos limones y ocho cucharadas (soperas) de azúcar; pero si deseamos tener una agua de limón semi-agria, se utilizarán cuatro limones y ocho cucharadas de azúcar; y por último, para una jarra de agua agria se utilizan seis limones y ocho cucharadas de azúcar. Cabe hacer notar que esto se puede lograr variando las cantidades de azúcar y manteniendo la de los limones. Con estas suposiciones, y con ayuda de sus datos experimentales, Richter construyó una tabla de pesos equivalentes. Tabla 1. Pesos equivalentes de Richter. Bases Alúmina Amoniaco Cal Sosa Potasa Barita

(Al2 O3) ( NH3) (Ca O) (NaOH) (KOH) (Ba O) Datos tomados de Partington, 1959.

Ácidos 525 672 793 859 1605 2222

Fluorhídrico Carbónico Muriático Oxálico Sulfúrico Nítrico

(HF) (H2CO3) (HNO3) (H2C2O4) (H2SO4) (HNO3)

427 577 712 755 1000 1404

La ventaja de estos cálculos es que permitían predecir las cantidades de sustancias que reaccionarían totalmente entre sí; por ejemplo, en la tabla 1 se observa que 1 605 partes de potasa (KOH) son neutralizadas por 427 partes de ácido fluorhídrico (HF), según la nomenclatura de la época, o por 577 de ácido carbónico. Como puedes imaginar, la posibilidad de predecir la cantidad de sustancia que reaccionaría con tal cantidad de otra sustancia era muy adecuada para la ciencia y la naciente industria química. ¿Cuál será la razón de que estas combinaciones químicas ocurran siempre en dichas proporciones?. Si un compuesto determinado está formado por dos elementos (o tres o cuatro). ¿Estos elementos estarán siempre presentes en el compuesto en mismas proporciones?. ¿Variarán las proporciones de acuerdo con el modo de preparación?.

23

las

1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS PROUST) Dos químicos se encontraban empeñados en demostrar si lo anterior (pesos equivalentes) era verdad. Claude Louis Berthollet (1748-1822) pensaba que un compuesto formado por los elementos A y B podía contener una cantidad mayor de A si se preparaba utilizando un exceso de A. En contra de lo propuesto por Berthollet estaba la opinión de Joseph Louis Proust (17541826), quien al realizar un análisis cuidadoso demostró, en 1799, que el carbonato de cobre contenía cobre, carbono y oxígeno en proporciones definidas en peso, sin importar cómo se hubiera preparado en el laboratorio ni cómo se hubiera aislado de las fuentes naturales. La proporción era siempre de 5.3 partes en peso de cobre por cuatro de oxígeno y una de carbono.

Figura 8. Sintetizado en el laboratorio u obteniéndolo a partir de diferentes fuentes naturales, el carbonato de cobre siempre tiene la misma composición.

Proust demostró que en muchos otros compuestos ocurría lo mismo. Así pues, formuló una generalización llamada Ley de las proporciones constantes, la cual dice: “Los elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertas proporciones constantes, independientemente de las condiciones bajo las que se hubiese formado el compuesto.” Esta generalización también se conoce como Ley de Proust.

24

Figura 9. En este ejemplo se observa que al exceder la cantidad de alguno de los elementos. Las proporciones se mantienen (proporciones definidas).

Habrás notado que en algunas tasas, en donde se sirvió café, se encuentran residuos de éste. ¿Cuál sería la causa?. ¿Existen proporciones?.

25

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2 “LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES” Objetivo Determinar la proporción en que reaccionan el permanganato de potasio y el tiosulfato de sodio a partir de una serie de reacciones entre estas sustancias para comprobar la Ley de las Proporciones Constantes. Cuestionario de conceptos antecedentes. 1) ¿Cuál es el enunciado de la Ley de las Proporciones Constantes? ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ 2) Explica con tus propias palabras la Ley de Proporciones Constantes ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ Hipótesis Redacta una hipótesis que involucre las cantidades de sustancias reaccionantes. _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ¿Qué necesitas? Materiales

Sustancias

☞ 4 vasos para precipitado de 250 ml

☞ 50 gotas de permanganato de potasio 0.1 M

☞ 2 goteros

☞ 50 ml de tiosulfato de sodio 0.1 M

☞ 1 agitador de vidrio

☞ 20 gotas de ácido sulfúrico concentrado

☞ 1 probeta de 100 ml

☞ 400 ml de agua

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Prevención y seguridad La indicada para trabajar con materiales de vidrio. Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todo en los tejidos del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al aparato digestivo. Permanganato de potasio. Sólido cristalino color púrpura, fuerte oxidante, evítese el contacto con la piel. Destruye las células de las mucosas, no se ingiera. Tiosulfato de sodio. Ligeramente tóxico, evítese su ingestión y el contacto con la piel. ¿Cómo hacerlo? Numera los vasos del 1 al 4 y agrégales permanganato de potasio 0.1 M como se indica.

Vaso 1 5 ml

Vaso 2 10 ml

Vaso 3 15 ml

Vaso 4 20 ml

Figura 10.

Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico te puede causar graves quemaduras, si sufres algún derrame en la piel, lava inmediatamente con abundante agua y llama rápidamente a tu asesor o al responsable de laboratorio. Agrega una gota de tiosulfato de sodio 0.1 M al vaso numero 1, mueve con el agitador y espera unos cinco segundos para ver si desaparece o no el color. Continua agregando el tiosulfato gota a gota y agitando, hasta que desaparezca el color rosado. Registra el número de gotas de tiosulfato de sodio empleadas y repite el procedimiento con los vasos 2 al 4. 27

Registro de observaciones Anota las gotas de tiosulfato empleadas en cada vaso en la siguiente tabla. Número de vaso

Tiosulfato de sodio (gotas)

1

______________________

2

______________________

3

______________________

4

______________________

Cuestionario de reflexión 1) Divide las gotas de permanganato de potasio, entre las gotas de tiosulfato de sodio utilizadas para cada vaso. Vaso

gotas de permanganato

gotas de tiosulfato de sodio

1

5

y

______ = ______

2

10

y

______ = ______

3

15

y

______ = ______

4

20

y

______ = ______

2) ¿Por qué se puede demostrar la Ley de Proporciones Constantes con este experimento? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Conclusiones Contrasta tu hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________

28

a) Composición centesimal Una aplicación de la Ley de Proust es el cálculo de la llamada composición centesimal1 de un compuesto, esto es, el porcentaje en peso que representa cada elemento dentro de la composición de un compuesto, porcentaje que se puede averiguar a través de simples proporciones aritméticas. Ejemplo Se sabe que 18 g. de agua se forman por la reacción de 2 g de hidrógeno y 16 de oxígeno. ¿Cuál será la composición porcentual del hidrógeno y del oxígeno en dicho compuesto?. 18 g de agua 2 g de hidrógeno Cálculo del porcentaje de hidrógeno 100 g de agua x g de hidrógeno

=

Cálculo de porcentaje de oxígeno

=

100 g de agua 16 g de hidrógeno = 11.11 % 18 g de agua

18 g de agua

16 g de oxÍgeno

100 g de agua

x g de oxÍgeno

100 g de agua 16 g de oxÍgeno 18 g de agua

88.88 %

Otra aplicación de la Ley de Proust nos ayuda a decidir, con base en los datos del análisis de una muestra, si ésta es de tal o cual compuesto. Ejemplo Al analizar dos muestras se encontró que la primera tenía 87 g de cloro y 16 g de oxígeno mientras que la segunda poseía 174 g. de cloro y 32 g de oxígeno. ¿Se tratará de la misma sustancia? Para dar respuesta a esta interrogante, trataremos de mostrar si tienen la misma composición porcentual o centesimal. Cálculo del porcentaje de oxígeno 87 g de cloro 16 g de oxÍgeno Primera muestra: 100 g de cloro x g de oxÍgeno

x =

1

100 g de cloro 16 g de oxÍgeno 87 g de cloro

18.39 %

Al hablar de composición centesimal se está hablando de la composición de cada elemento que se presentaría en 100 g de muestra del compuestos.

29

174 g de cloro 32 g de oxÍgeno

Segunda muestra:

=

100 g de cloro

x g de oxÍgeno

100 g de cloro 32 g de oxÍgeno 174 g de cloro

18.39 %

Puesto que los porcentajes de oxígeno son iguales en ambas muestras, tomando en cuenta la Ley de Proust, podemos afirmar que se trata de la misma sustancia. Cabe una pregunta: ¿Por qué, toda muestra pura de sal común tiene 39% en peso de sodio y 61% de cloro?. 1.1.4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (JOHN DALTON) A través de sus estudios sobre los gases, John Dalton (1766-1844) averiguó que dos elementos pueden combinarse en más de una proporción, existiendo una gran variación en esas proporciones y que en cada variación se forma un compuesto diferente.

Figura 11. John Dalton (1766-1844), científico inglés, cuyos trabajos sobre gases permitieron establecer la moderna teoría atómica.

Para usar un ejemplo específico, consideremos la combinación del carbono y el oxígeno. Con un exceso de oxígeno, el carbono se quema para formar un gas denso, no tóxico e incombustible CO2 (bíoxido de carbono); sin embargo, si durante la combustión no existe suficiente oxígeno, se forma un gas venenoso y combustible CO (monóxido de carbono).

30

ACTIVIDAD DE REGULACIÓN

De los siguientes elementos investiga cuáles son sus posibles combinaciones y qué se obtiene en cada una de ellas. Por ejemplo: del C + O2 se puede obtener: CO

Monóxido de carbono

CO2

Bióxido de carbono

1) N + O2 _______________________ ____________________ _______________________ ____________________ ____________________ 2) H2 + O2 _______________________ ____________________ _______________________ ____________________ ____________________ En el gas combustible se observó que tres partes en peso de carbono se combinan con cuatro partes en peso de oxígeno (3:4). Por otro lado, tres partes en peso de carbono se combinan con ocho partes en peso de oxígeno (3:8) para formar gas no combustible. En estos casos se comprueba que las diferentes cantidades de oxígeno que se combinan con una cantidad fija de carbono están relacionadas por números enteros sencillos Un análisis de estos compuestos revela que: en el gas no combustible (A), 1 g de carbono se combina siempre con 2.67 g de oxígeno; mientras que en el gas combustible (B), 1 g de carbono se combina siempre con 1.33 de oxígeno. Así pues:

31

Gas A (CO2)

Gas B (CO)

2.67 g de oxígeno

1.33 g de oxígeno

1.0 de carbono

1.0 de carbono

Por gramo de carbono,

gas A gas B

2.67 g de oxígeno 1.33 g de oxígeno

2 1

con lo cual podemos ver que la relación de pesos de oxígeno que se combinan con un mismo peso de carbono es de 2:1. El enunciado general de hechos como los antes presentados, propuesto por Dalton en 1803-1804, se llama Ley de las proporciones múltiples, la cual propone: “Cuando dos elementos se combinan para formar más de dos compuestos, los diferentes pesos de uno que se combina con un peso determinado del otro guardan una relación de números enteros sencillos”. A continuación te presentamos un ejemplo en donde se demuestra, conforme a los datos obtenidos, la Ley de las Proporciones Múltiples. Problema: Los elementos plomo y oxígeno forman dos tipos diferentes de compuestos. El primero contiene 92.832% de plomo y 7.168% de oxígeno. En el segundo compuesto existe 86.623% de plomo y 13.377% de oxígeno. Resolución: Según la ley, en los compuestos las masas de plomo que se combinan con una masa constante de oxígeno deben estar en una relación de números enteros. Para demostrarlo, los cálculos se harán con base en un gramo de oxígeno. Así pues, si suponemos que en 100 g del primer compuesto hay 92.832 g de plomo y 7.168 de oxígeno, la masa de plomo por un gramo de oxígeno será.

92.832 g de plomo

12.950892 g plomo/g oxígeno

7.168 g de oxígeno

Similarmente para el segundo compuesto: 86.623 g de plomo 13.377 g de oxígeno

=

6.475518 g plomo/g oxígeno

32

Es evidente que las masas de plomo que se combinan con un gramo de oxígeno están en la relación 2:1. 12.950892 2 = 6.475518 1 ¿Por qué será que aparecen estos números enteros cuando un elemento reacciona con una cantidad fija de otro para dar dos diferentes compuestos?. Estas dudas que aparecen como resultado del planteamiento de cada una de las leyes ponderales se resuelven con la proposición de la existencia de los átomos de los elementos. Vayamos a este tema.

33

EXPLICACIÓN INTEGRADORA

No olvides que en este tema vimos que: LAS LEYES PONDERALES son

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER)

menciona que

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (PROUST)

LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES

propuesta por dice que

se menciona que

RICHTER LA MATERIA NO SE CREA NI SE DESTRUYE, SINO SE TRANSFORMA

LOS ELEMENTOS DE UN COMPUESTO SON CONSTANTES

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON)

postula que DOS ELEMENTOS SE COMBINAN EN MÁS DE UNA PROPORCIÓN SE TIENE UN COMPUESTO DIFERENTE

CÁLCULO PORCENTUAL DE ELEMENTOS EN UN COMPUESTO

AL MEZCLAR UNA BASE Y UN ÁCIDO SE OBTIENEN CANTIDADES FÍSICAS Y EXACTAS

34

1.2 TEORÍA ATÓMICA 1.2.1 ASPECTO HISTÓRICO Al tratar de encontrar una explicación racional para las propiedades de los gases y las leyes ponderales, John Dalton llegó a la conclusión de que la materia era sencilla y estaba constituida por pequeñísimos corpúsculos indestructibles que, en homenaje a los filósofos griegos, llamó átomos. Esta teoría atómica se presentó por primera vez en una conferencia organizada por la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester el 21 de octubre de 1803. La Teoría atómica propuesta por Dalton puede resumirse en los siguientes postulados: a) Toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles llamadas átomos. b) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, forma, peso y difieren de los átomos de cualquier otro elemento. c) La formación de un compuesto a partir de sus elementos consiste en la formación de “átomos compuestos”2. Es decir, si dos elementos A y B, forman un solo compuesto, éste se forma por combinación de un átomo de A con un átomo de B3 (AB). d) Las relaciones químicas son meras reagrupaciones de átomos. Es importante resaltar que Dalton propuso su modelo especulando cual sería el más satisfactorio para comprender esas leyes empíricas de las combinaciones químicas estudiadas con anterioridad. Probablemente se preguntó cómo debería ser la materia para presentar las relaciones de pesos que se obtenían. Dalton no fue el primero en especular sobre la existencia de los átomos; sin embargo, las leyes ponderales estudiadas lo obligaron a creer en la existencia de los átomos aunque no pudieran verse. Lo anterior se puede desprender de la siguiente cita tomada de su libro A New System of Chemical Phylosophy ( Un nuevo sistema de filosofía química).4 Estas observaciones han conducido tácitamente a la conclusión, que parece haber sido adoptada universalmente, que todos los cuerpos de una magnitud perceptible, ya sea líquidos o sólidos, están constituidos por un vasto número de partículas extremadamente pequeñas o átomos de materia, que se mantienen unidos mediante una fuerza de atracción que es más o menos potente, de acuerdo con las circunstancias...

2 3 4

Los “átomos compuestos” posteriormente fueron llamados moléculas, aunque en la época de Dalton este término no tenía el significado actual. Pronto se demostró que esta suposición era falsa. Este texto puedes leerlo en Chamizo, J.A.

35

a) La teoría atómica y las leyes ponderales Con base en las ideas anteriores, John Dalton pudo explicar de manera razonable las observaciones de los químicos de su época, como son: Ley de la conservación de la masa, la teoría podía explicar por qué la masa se conserva en una reacción química, ya que si cada átomo tiene su masa propia característica y éstos se reordenan, pero a la vez permanecen intactos durante una reacción química, entonces la masa total de los átomos reactantes es igual a la masa total de los átomos de los productos. Ley de las proporciones definidas o constantes, la explica al suponer que cada compuesto está caracterizado por tener proporciones fijas entre los números de átomos de sus diferentes elementos constitutivos, como en el caso del compuesto de bióxido de carbono (CO2) contiene átomos de carbono y oxígeno en razón de 1:2, respectivamente, y como las masas de los átomos de carbono y de oxígeno son fijas, se deduce que la composición del bióxido de carbono en masa tiene que ser fija. Ley de las proporciones múltiples, supongamos que los átomos A y B forman dos tipos de compuestos. En uno de los compuestos (AB1) el átomo A se combina con un átomo B. En el supuesto (AB2), lo hace con dos átomos de B. Esto implicaría que la masa de B que se combina con una cantidad fija de A (digamos un gramo) debe ser doble en el segundo compuesto que en el primero o, en otras palabras, que la relación entre las masas de B, por gramo de A, en los dos compuestos debe estar en relación de 2:1. Esto es lo que sucede con el bióxido de carbono, CO2 y el monóxido, CO. b) Pesos atomicos relativos (Masa atómica)5 Como observamos, Dalton llamó átomos a las partículas últimas que forman a los cuerpos. Sin embargo, no pudo obtener la masa o el peso absoluto de cada uno de ellos, problema resuelto indirectamente, al establecer los pesos relativos entre ellos. Así pues, empezó por la sustancia más ligera de todas las conocidas, el hidrógeno gaseoso, al cual le asignó un peso de uno. Por lo tanto, los pesos relativos de todos los otros elementos tenía que ser mayores que éste; por ejemplo, se sabía que una parte en peso de hidrógeno se combinaba con ocho partes en peso de oxígeno (1:8 para formar agua. Adoptando la regla de máxima simplicidad, Dalton supuso que la fórmula del agua era HO. De aquí concluyó que un átomo de oxígeno pesaba ocho veces más que uno de hidrógeno; razonando de esta manera, preparó una tabla de pesos atómicos relativos, que presentó en 1803. Posteriormente, los trabajos de William Nicholson (1753-1815) y Antony Carlisle (17681840) acerca de la electrólisis de agua demostraron que la fórmula correcta del agua es H2O. Aún con esto, las relaciones en peso seguían siendo válidas, con lo cual se supuso que un átomo de oxígeno era ocho veces más pesado que dos átomos de hidrógeno juntos y, por lo tanto, 16 veces más pesado que un solo átomo de hidrógeno.

5

Aunque masa y peso son dos conceptos diferentes, la masa relativa o el peso relativo son lo mismo.

36

Figura 12. Aparato empleado para la electrólisis del agua.

Posterior a Dalton, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) empezó a determinar pesos atómicos con mejores y más avanzados métodos que los empleados por Dalton. Para ello empleó la Ley del calor específico enunciada por Pierre Louis Dulong (1785-1838) y Alexis Thérese Petit (1791-1820), la Ley del isomorfismo propuesta por Eilhardt Mitscherlich (1794-1863) así como la Ley de los volúmenes de combinación propuesta por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)6. Su primera tabla de pesos atómicos apareció en 1828, diferenciándose de la tabla propuesta por Dalton en que la mayoría de los pesos atómicos propuestos no eran enteros, encontrándose que el peso atómico del oxígeno, con base en hidrógeno = 1, era de aproximadamente 15.9. La tabla de los pesos atómicos se debe, finalmente, al italiano Stanislao Cannizzaro (1828-1910). ¿Cuál es el peso o masa atómica del Hidrógeno(H) y del Oxígeno (O) según Dalton y Berzelius?. Actualmente ¿Cuál es el elemento que se considera como patrón?. Puesto que no era simple obtener los compuestos del hidrógeno con los otros elementos, se cuestionó si el hidrógeno era un patrón adecuado con el cual comparar los pesos atómicos. Así pues, ya que el oxígeno podría combinarse fácilmente con muchos elementos y, por ello era simple determinar las proporciones de combinación, se pensó dar al oxígeno un peso atómico conveniente, por lo que su peso atómico se transformó de 15.9 a 16.00. El patrón oxígeno = 16 se mantuvo hasta mediados del siglo XX.

6

No viene el caso presentar aquí en qué consisten estas leyes. Basta que sepas que constituyeron la base para que Berzelius calculara los pesos atómicos relativos. La explicación de su existencia se dará en fascículos posteriores.

37

Debido a que se descubrió la existencia de isótopos7, y al conocimiento de las relaciones que hay entre éstos y el peso atómico, en 1961 las organizaciones internacionales, tanto de químicos como de físicos, acordaron adoptar como peso atómico estándar, el del carbono-12, al que se le asignó, arbitrariamente, el peso relativo de 12.00. Por lo tanto, el peso atómico de un elemento es un número que nos permite comparar el peso de un átomo de este elemento con el de un estándar de referencia8. Los pesos atómicos son pesos relativos, pues no se refiere al peso o la masa real de un átomo individual. Sin embargo, veremos que se puede definir una unidad de masa muy conveniente y relacionada con sus pesos atómicos. 1.2.2 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS9 Los átomos son tan pequeños que es difícil compararlos con algún objeto familiar. Usando tres cifras significativas, la masa de un átomo de hidrógeno es 1.67 x 10-24 g, y la de un átomo de carbono, es 1.99 x 10-24 g. El uso de estas cantidades tan pequeñas para expresar las masas de estos átomos resulta incómodo, ya que siempre nos interesa comparar átomos entre sí, resulta conveniente usar sus pesos en unidades de masa atómica (conocida como uma, en donde 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g y se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12) en lugar de usar gramos. Expresados en unidades de masa atómica, las masas de los átomos de hidrógeno, carbono y oxígeno son 1.0079 uma, 12.011 uma y 15.9994 uma, respectivamente, o sea, son numéricamente iguales a los pesos atómicos relativos. a) Masa Molecular (suma de moléculas) Las masas relativas de las moléculas se pueden expresar de la misma manera que en los átomos. Las masas moleculares se obtienen sumando las masas atómicas (en uma) de todos los átomos presentes en la molécula, por lo que si tomamos las masas atómicas de la tabla periódica tenemos: 1

H 1.008

Número Atómico Símbolo Masa Atómica (uma)

Masa molecular del H2 : 2 (masa atómica de H) = 2 (1.008 uma) = 2.016 uma 7

Se llama isótopo a aquellos átomos que siendo del mismo elemento poseen diferente masa atómica.

8

Hoy, cuando decimos que el peso atómico relativo del oxígeno es 15.9994, queremos decir que es 15.9994/12 veces más pesado que un átomo de carbono 12. Por ello, el peso atómico no tiene unidades. Sin embargo, la masa de un átomo sí tiene unidades, los gramos o, como veremos más adelante, las unidades de masa atómica.

9

La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masa y los volúmenes de los reactivos y los productos que participan en una reacción.

38

7

1

N 14.007

H 1.008

Masa molecular del NH3 (Amonio) 1 (masa atómica del N) + 3 (masa atómica del H) 1 (14.007 uma)

+ 3 (1.008 uma)

14.007

+ 3.024 uma = 17.031 uma

Masa Fórmula (compuesto) En el caso de sustancias no moleculares, al sumar las masas atómicas de los átomos que se indican en una fórmula, se dice que se está calculando su masa fórmula, que es la masa de una unidad de fórmula en unidades de masa atómica. Ejemplo: La fórmula empírica del sulfato de aluminio es Al2(SO4)3. ¿Cuál es su masa fórmula?, si los pesos atómicos son: 13

16

8

Al 27.00

S 32.00

O 16.00

La fórmula Al2(SO4 )3 nos dice que dos átomos de Al están combinándose con tres grupos SO4 (llamados sulfatos); por ello el número total de átomos de S es 3, de O = es 3 x 4 = 12. En otras palabras, el Al2 (SO4)3 puede expresarse como Al2S3O12. Masa de dos átomos de Al = 2(27 uma)

= 54.0 uma

Masa de tres átomos de S = 3(32.1 uma) = 96.3 uma Masa de doce átomos de O

= 12(16.0 uma) = 192.0 uma ___________

Masa fórmula del Al2 (SO4)3

= 342.3 uma

Nota: El dato que se obtiene en este cálculo es expresado en uma. 39

b) Masa Molar De la misma manera que los objetos se pueden contar por docena, los átomos se cuentan por moles, en número muy grande, 6.02 x 1023. Este número se llama número de Avogadro10; por lo tanto, un mol de átomos es igual a un número de Avogadro, es decir, 6.02 x 1023 átomos. ¿Por qué los átomos se cuentan en moles?. Los átomos son tan pequeños que en los trabajos de laboratorio no se podría trabajar con dos o con 200 átomos. No se puede pesar cantidades tan minúsculas, incluso con las balanzas más sensibles; es por ello que los químicos inventaron una unidad, el mol. Tal como se explicó anteriormente, la masa de un átomo de oxígeno es de 16.0 uma, en tanto que un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos) de oxígeno tiene una masa de 16.0 g, como se demuestra al utilizar el factor de transformación de uma a gramos: Masa de un mol de O = Masa de un átomo de O (1 mol de átomo X 1 uma11) MO = 16

uma § g · átomos · § ¨¨ 6.02 x 10 23 ¸¸ ¨¨ 1.661 x 10 24 ¸¸ = mol ¹ © uma ¹ átomo ©

MO = 16 (1 g/mol) =

16 g/mol

En otras palabras, a la masa de un mol de una sustancia se le llama masa molar. Por consiguiente, la masa molar en gramos de una sustancia es numéricamente igual a su masa molecular (o su masa fórmula) en unidades de masa atómica. Ejemplo: Calcula la masa molar del ácido sulfúrico, H2SO4.

10 11

1

16

8

H 1.008

S 32.00

O 16.00

En el fascículo 1 de Química I, ya hablamos de lo grande de este número; de la obra de Amadeo Avogadro lo hicimos en el fascículo 2 de Química I. 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g/uma, la cual fue empleada como factor de equivalente.

40

En donde: Peso del H = 2(1.008 uma)

= 2.016 uma

Peso del S = 1(32.000 uma) = 32.000 uma Peso del O = 4(16.000 uma) = 64.000 uma _______________________________________ Masa molecular

= 98.016 uma

Por tanto, la

= 98.016 g

Masa molar

Observa que el dato obtenido se expresa en gramos. Ahora sabes que un mol está formada por 6.023 x 1023 partículas y que además tiene una masa en gramos numéricamente igual a su masa molecular. Algunas aplicaciones de estas relaciones se muestran a continuación. Ejemplos 1) Cálculo de moles de átomos -¿Cuántos moles de átomos de cobre existen en 3.05 g de cobre? 3.05 g de Cu (1 mol de átomos de Cu) = 63.5 g de Cu

29

Cu 63.55

0.0480 mol de átomos de Cu 2) Cálculo de átomos ¿Cuántos átomos de azufre hay en una muestra de este elemento que pesa 10.0 g? 16

S 32.00

(10.0 g de S)

§ 1 mol de átomos de S · §¨ 6.023 x10 23 á tomos de S ·¸ ¸¨ ¨ ¹ © 1 mol de átomos de S ¸¹ © 32.0 g de S 1.88 x 1023 átomos de S

41

3) Cálculo de gramos ¿Cuántos gramos hay en 8.46 x 1024 átomos de flúor? 9

F 19.00

19 g de F § 1 mol de átomos de F · § · ( 8.46 x 1024 átomos de F) ¨ ¸¨ ¸= © 6.023 x 10 23 á tomos deF ¹ © 1 mol de átomos de F ¹

267 g de F

ACTIVIDAD DE REGULACIÓN Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota, en los renglones los resultados correspondientes. 1) ¿Cuál es la masa molecular y molar de los siguientes compuestos? Compuestos Amonio Hexano Nitrato de sodio Hidróxido de potasio Hidróxido de bario Hidróxiapatita de calcio

Fórmula

Masa Molecular

Masa Molar

NH3 C6H14 NaNO3 KOH Ba (OH)2 Ca5(PO4)3OH

______________ ______________ ______________ ______________ ______________ ______________

_______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________

2) Calcula cuántos moles y átomos de plata (Ag) existen en un anillo que contiene 2.5 g de este material Moles de plata _______________________Átomos de plata ___________________ 3) Suponiendo que un recipiente contiene 2.231117 x 1024 átomos de aluminio (Al),¿Cuántos gramos pesará? Gramos de aluminio ________________________

42

c) Fórmula química. En el lenguaje de la Química, toda sustancia pura conocida, ya sea un elemento o un compuesto, tiene su nombre y su fórmula individual. Asimismo, cada fórmula química tiene tres significados o interpretaciones: un significado cualitativo, uno cuantitativo microscópico y uno cuantitativo macroscópico. x Cualitativo, una fórmula expresa una sustancia; por ejemplo, H2O representa al agua; NaCl representa a la sal de mesa, etcétera. x Cuantitativo microscópico, una fórmula molecular indica el número de átomos presentes en una molécula. Así la fórmula de la nicotina, C10H14N2 nos indica que en esta molécula existen 10 átomos de carbono, 14 de hidrógeno y dos de nitrógeno. Asimismo, la fórmula mínima nos indica la composición de una unidad fórmula; por ejemplo, la unidad fórmula del sulfato de potasio, K2SO4 , nos indica que en ese compuesto por cada dos átomos de potasio hay uno de azufre y cuatro de oxígeno. La fórmula empírica indica que la relación de átomos de K:S:O es de 2:1:4. x Cualitativo macroscópico, La fórmula nos indica las relaciones de moles de átomos. Es decir, una fórmula molecular indica el número de moles de átomos de cada elemento presente en un mol de moléculas del compuesto; por ejemplo, la fórmula de la nicotina indica que un mol de moléculas de nicotina posee 10 moles de átomos de carbono, 14 moles de átomos de hidrógeno y dos moles de átomos de nitrógeno. En el caso de K2SO4, la fórmula empírica nos indica que un mol de unidades fórmula consta de dos moles de átomos de potasio, un mol de átomos de azufre y cuatro moles de átomos de oxígeno. Por tanto, la fórmula de una sustancia expresa el tipo y número de átomos que están químicamente combinados en una unidad de dicha sustancia. Hay diversos tipos de fórmulas, entre ellas están: Una fórmula empírica12 expresa la relación más simple de números enteros entre los átomos en un compuesto, en tanto la fórmula molecular expresa el número real de átomos de una molécula, esto es, en la unidad más pequeña del compuesto. Cálculo de fórmulas a partir de datos experimentales La fórmula de un compuesto permite calcular muchos datos cuantitativos tales como la masa molecular, la masa molar y la composición porcentual. ¿Te has preguntado alguna vez cómo fue posible saber que la fórmula del agua es H2O?. ¿Por qué el agua “normal” tiene como fórmula H2O y el agua “oxigenada” tiene la fórmula H2O2?.

12

El término empírico se refiere a que se determina a partir de datos experimentales.

43

Para llegar a proponer la fórmula de cualquier compuesto es necesario realizar experimentos que consisten en determinar los elementos que forman los compuestos, el porcentaje en peso de los elementos constitutivos del compuesto; la masa relativa de cada elemento presente. Existen muchos métodos para obtener experimentalmente el porcentaje en peso de los diversos elementos de un compuesto; entre éstos están los análisis por precipitación y por combustión

Figura 13. Aparato empleado en el análisis por combustión de una sustancia. Cualquier cantidad de C o CO reacciona formando CO2; cuando pasa por el CuO, el H2 reacciona formando H2O.

d) Fórmula mínima (empírica) Cuando se tiene el análisis de un compuesto, el cual fue obtenido de alguna forma y siguiendo una serie de pasos, se logra obtener la fórmula del compuesto, a la cual se le denomina fórmula mínima. Para llegar a tal se dan los siguientes pasos. 1) 2) 3) 4)

Tener los elementos expresados en tanto por ciento. Calcular la masa (grs.) de los elementos. Obtener el número de moles de cada uno de los elementos. Obtener el número de átomos de cada uno de los elementos, para lo cual se debe dividir cada número resultante del paso anterior (c) entre el más pequeño. 5) Expresar la fórmula mínima, colocando primero los metales, posteriormente los no metales y por último el oxígeno. A continuación te presentamos un ejemplo: De acuerdo al análisis que se realizó a cierto gas, en el laboratorio, se encontró que estaba conformado por los siguientes gases: Nitrógeno (N) y Oxígeno (O), cuyo porcentaje era de 25.93% y 74.07% respectivamente.

44

Conforme a estos datos y siguiendo los pasos anteriores podremos saber cuál es la fórmula mínima de este gas. * Expresar los elementos en tanto por ciento Nitrógeno N = 25.93% Oxígeno O = 74.07% * Calcular la masa (grs.) de cada elemento, tomando como base 100 gr. del compuesto Nitrógeno N = 25.93 gr.

Oxígeno O = 74.07 gr.

* Obtener el número de moles. § 1 mol de átomos de N· ¸¸ = 1.852 mol de átomos de N. Para el nitrógeno (25.93 g de N) ¨¨ © 14.00 g de Nitrógeno ¹ § 1 mol de átomos de O · ¸¸ = 4.629 mol de átomos de O. Para el oxígeno (74.07 g de O) ¨¨ © 16.00 g de Oxígeno ¹

* Calcular la relación de átomos (dividir entre el más pequeño). Átomos de Nitrógeno N=

1852 . = 1 (2) = 2 1852 .

Átomos de Oxígeno O=

4.629 = 2.5 (2) = 5 1852 .

En caso de que la relación no sea de números enteros, se multiplica por un número pequeño (2, 3, 4) para transformarla en números enteros. En nuestro caso, será 2. * Expresar la fórmula mínima Por tanto, se obtiene la fórmula mínima de N2O5 (Pentóxido de nitrógeno o anhídrido nítrico)

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ACTIVIDAD DE REGULACIÓN Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota en correspondientes.

los renglones los resultados

Determina la fórmula de una sustancia que está compuesta de 65 g de Carbono (C) y 35 g de Oxígeno (O). Mol de átomos de Carbono _________________________ Mol de átomos de Oxígeno _________________________ Relación de átomos Carbono __________Oxígeno ____________________Fórmula mínima___________ e) Formula molecular La fórmula molecular de una sustancia siempre es un múltiplo entero de su fórmula empírica. Para determinar la fórmula molecular de un compuesto, el químico tiene que proceder experimentalmente para conocer la masa molecular además de su fórmula mínima. En este sentido mencionaremos cuáles son los pasos para obtener la fórmula molecular: 1) Se calcula la fórmula mínima (se retoman los 5 pasos para obtener la fórmula mínima). 2) Obtener la masa atómica de la fórmula mínima obtenida. 3) Dividir la masa atómica experimental entre la masa atómica de la fórmula mínima. 4) El número obtenido en el paso anterior multiplicarlo por la fórmula mínima, por tanto se obtiene la fórmula molecular. El siguiente ejemplo te mostrará cómo se usa la masa molecular con la fórmula mínima para calcular la fórmula molecular. Ejemplo Un combustible licuado casero tiene como constituyente un determinado compuesto. El análisis de este compuesto muestra que contiene 85.69% de carbono y 14.31% de hidrógeno en peso. La determinación de su masa molecular da un valor de 55.9 uma. Calcula la fórmula molecular del compuesto.

46

1) Calcular la fórmula mínima. § 1 mol de C · Para el carbono 85.69 g de C ¨ ¸ = 7.14 mol de C. © 12.00 g de C ¹ § 1 mol de H · Para el hidrógeno 14.31 g de H ¨ ¸ = 14.31 mol de H. © 1.00 g de H¹ Al calcular la relación de moles tenemos que: 7.14 mol de C =1 7.14 mol de C 14.31 mol de H = 2.0 7.14 mol de C Por tanto, la fórmula mínima es: CH2 2) Obtener la masa atómica de la fórmula empírica. Por tanto, la masa fórmula es de 1(12.00) + 2(1.00) = 14.00 uma 3) Obtener la fórmula empírica por molécula. La masa molecular es un múltiplo simple de la masa de la fórmula empírica,CH2 esto es, n (14.027 uma), donde n es un número entero. La masa molecular experimental es 55.9 uma . Por lo tanto, § · 55.9 uma por molécula ¨¨ ¸¸ = 3.99 aprox. © 14.027 uma por fórmula empírica ¹ = 4 fórmulas empíricas por molécula 4) Multiplicar el resultado anterior por la fórmula mínima Así pues, la fórmula molecular es:

4 (CH2) = C4H8.

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ACTIVIDAD DE REGULACIÓN

Resuelve el siguiente problema y anota los resultados conforme se solicitan en la tabla. El análisis de un cierto insecticida, nos da la siguiente composición porcentual: Carbono (C) 24.7%, Hidrógeno (H) 2.06% y Cloro (Cl) 73.2%, con una masa molecular de 291 uma. Calcula la fórmula molecular del compuesto.

Fórmula Mínima

Masa Atómica Experimental

48

Fórmula Molecular

RECAPITULACIÓN Al revisar este esquema podrás realizar una síntesis sobre los conceptos más importantes del capítulo CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO surgió con las encontrando explicación en la

LEYES PONDERALES ta les

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (LAVOISIER)

como

LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES (RICHTER)

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (PROUST)

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON)

TEORÍA ATÓMICA (DALTON) menciona que la

permitiendo la

MATERIA

ESTEQUIOMETRÍA

se constituye de

de la

ÁTOMOS

MASA MOLECULAR

MASA FÓRMULA

MASA MOLAR

FÓRMULA QUÍMICA

ya sea

MÍNIMA

49

MOLECULAR

ACTIVIDADES INTEGRALES En este apartado queremos que pongas en práctica los conocimientos que has adquirido hasta el momento. Por tal motivo deberás dar respuesta a lo que se te solicita a continuación: Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas. 1. Una muestra de sal contiene 0.224 g de sodio y 0.346 g de cloro. Otra muestra de sal contiene 39.3% de sodio. Demostrar que lo anterior ilustra la Ley de las proporciones definidas. 2. Analíticamente se determinó que una muestra de arena contenía 5.62 g de silicio y 6.40 g de oxígeno. Otra muestra de arena contenía 9.36 g de silicio y 10.64 g de oxígeno. Explicar en qué forma estos datos ilustran la Ley de las proporciones constantes. Ley de las proporciones múltiples. 3. Cierto óxido de hierro contiene 77.7% de hierro en masa. Un óxido diferente contiene 69.9% de hierro de masa. Demostrar que la Ley de las proporciones múltiples se cumple realizando los siguientes cálculos: a) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el primer compuesto?. b) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el segundo compuesto?. c) ¿Cuál es la relación de los dos números encontrados? utilizando números enteros.

Expresa la relación

4. El fósforo y el cloro forman dos compuestos. En el compuesto uno, las masas de fósforo y cloro son 22.48% y 77.51% respectivamente; en el compuesto dos, estos valores son 14.88 y 85.12%. a) Calcula la masa en gramos del cloro que se combina con un gramo de fósforo en cada compuesto. b) Utiliza los valores obtenidos en a) para comprobar si se cumple la Ley de las proporciones múltiples.

50

Masa molecular 5. La fórmula del insecticida DDT es C14H9Cl5. a) ¿Cuál es la masa molecular?. b) ¿La molécula del DDT es más pesado o más ligera que la molécula de insecticida lindano, C6H6Cl6?. 6. Empleando hasta tres cifras significativas, expresa la masa de cada una de las siguientes sustancias en uma. a) un átomo de Cl b) un átomo de Al c) 200 átomos de B d) 6.023 x 1023 átomos de Ca 7. La fórmula del controvertido edulcorante llamado sacarina es C7H5O3NS. a) ¿Cuál es su masa molecular?. b) ¿Cuál de las dos moléculas es más pesada, la sacarina o la sacarosa, C 12H22O11?. 8. Si la masa de la potasa ó hidróxido de potasio (KOH) es 1.0 x 10-2 g, ¿cuál es la masa en gramos de un mol de potasa?

Fórmula mínima 9. Determina la fórmula mínima de un compuesto que presenta la siguiente composición centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%. 10. A partir de los siguientes datos calcula la fórmula mínima de un compuesto que contiene 25.92% N y 74.07% O.

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Fórmula molecular 11.El análisis elemental del ácido acetilsalisílico, aspirina, es 60.0% de C, 4.48% de H y 35.5% de O. Si su masa molecular es 180.2 uma, ¿cuál es la fórmula molecular?. 12. El compuesto paradicloro se empleó a menudo como bola de naftalina. Si su análisis es 49.02% de C, 2.743% de H, y 48.24% de Cl, y su masa molecular, 147.0 uma ¿cuál es su fórmula molecular?.

Composición porcentual 13. La progesterona es un compuesto común de la píldora anticonceptiva. Si su fórmula es C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual?. 14. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea en grandes cantidades en la producción del papel. ¿Cuál es su composición porcentual?.

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AUTOEVALUACIÓN Compara los resultados que obtuviste en tus actividades integrales con las respuestas que a continuación te presentamos. Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas: 1. Al calcular el por ciento de los 2. La ley queda demostrada al comprobar componentes se encuentra que para Na que existe el mismo porcentaje de O y es de 39.3 % y para el Cl, 60.70 % en Si en ambas muestras. ambas muestras, y recordando la Ley de las proporciones definidas podemos concluir que son la misma muestra. Ley de las proporciones múltiples: 3.

4. a) 22.3 b) 30.1 c) (debido a que la segunda proporción resultó fraccionaria)

a) 0.29 en el primero y 0.17 en el segundo b) El primer caso: 1/3 y en el segundo: 1/6

Masa molecular: 6.

5.

a) b) c) d)

a) 354.24 u.m.a. b) más pesado, ya que la masa molecular de C6H6Cl6 = 290.7 u.m.a. 7.

8. a) u.m.a. b) La sacarosa

35.5 u.m.a. 26.9 u.m.a. 2.162 x 103 u.m.a. 2.41 x 1025 u.m.a.

a) 1.6611296 x 10-26

Fórmula mínima: 9. SCl

10. N2O5

Fórmula molecular 11. C13 H8 O8

12. C6H4Cl2

Composición porcentual 13. C, 69.90%; H, 14.56%; O2, 15.53%

14. Al, 15.78%; S, 28.07%; O,56.15% 53

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CAPÍTULO 2

ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES 2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA 2.1.1 Carga Eléctrica 2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos

2.2 RADIACTIVIDAD 2.2.1 2.2.2 2.2.3 2.2.4

Antecedentes Históricos Modelo Atómico de Rutherford Modelo Atómico de Bohr Configuración Electrónica

2.3 FENÓMENOS NUCLEARES 2.3.1 2.3.2 2.3.3 2.3.4 2.3.5

Isótopos Neutrón Energía de Amarre Fisión Nuclear Fusión Nuclear

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PROPÓSITO

Con el estudio de este capítulo identificarás cómo se estableció la estructura del átomo y las aplicaciones que se dan en los cambios nucleares. Esto lo podrás lograr mediante la comparación de cada uno de los modelos atómicos, realizando ejercicios y experimentos relacionados con estos modelos, y, revisando las principales características de los cambios nucleares. Lo cual te permitirá acercarte a una explicación sobre el comportamiento de la materia, además de que podrás comprender las ventajas y desventajas que implica el uso de la energía nuclear tanto a nivel social como tecnológico.

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CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES

2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA 2.1.1. CARGA ELÉCTRICA Cuando se frota una regla de plástico sobre la piel o el cabello se observa que ésta puede atraer pequeños trozos de papel. Este fenómeno ya lo habían notado los griegos, aunque ellos no usaban reglas de plástico, sino barras de ámbar. Al frotarse con un paño de lana, el ámbar, adquiere una carga eléctrica y, como la regla de plástico, puede atraer objetos pequeños, como la paja; sin embargo no sólo el ámbar y la regla de plástico pueden adquirir carga eléctrica, también otros materiales, como el vidrio cuando se frota con tela de seda. Pero resulta que la carga que adquiere del vidrio es distinta a la del ámbar, puesto que entre ambos salta una chispa cuando se ponen en contacto (si la carga electrostática es muy grande). Durante mucho tiempo la electricidad se consideró como un fluido que pasaba de un material a otro, lo que explicaba el porqué de la chispa. Posteriormente, por convención, se definió que la carga de una varilla de vidrio es positiva y que la de ámbar es negativa. En general, se considera que los cuerpos adquieren carga eléctrica cuando se frotan, lo cual se debe a que los electrones pasan de un cuerpo a otro. De este modo, los cuerpos adquieren carga positiva cuando pierden electrones y negativa cuando los gana.

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.

a) Cargas eléctricas de signo igual se repelen

b) Cargas eléctricas de signo contrario se atraen Figura 14.

.

Asimismo, si dos cuerpos adquieren la misma carga, pero de diferente signo, y se ponen en contacto, se volverán neutros porque sus cargas totales se redistribuyen de manera uniforme, y si estos cuerpos se encuentran separados, pero conectados por un trozo de alambre metálico, también se volverán neutros, lo cual demuestra que la carga es capaz de fluir a través del metal. Al paso de la carga por un alambre se le llama corriente eléctrica. ¿Cuál es la definición de carga eléctrica?. Por otra parte, las cargas no sólo pueden transportarse a través del metal, también lo hacen a través de las disoluciones, aunque con mayor dificultad tanto en el aire como en el vacío, como se observa en los rayos o relámpagos. Un relámpago es una chispa que se forma porque la atmósfera adquiere una carga y la tierra adquiere otra diferente; lo mismo sucede si acercamos varillas de diferente carga. Fue Michael Faraday (1791-1867), al estudiar sistemáticamente el paso de la corriente eléctrica en soluciones (fenómenos electrolíticos), quien introdujo los términos de ion, ánodo y cátodo: el ion es la partícula cargada en disolución; el ánodo, la placa o electrodo al cual se dirigen los iones negativos, y el cátodo, la placa o electrodo hacia el cual se dirigen los iones positivos.

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ACTIVIDAD DE REGULACIÓN La diferencia de cargas se puede comprobar fácilmente si haces un experimento como el que se muestra en la figura 15. Materiales. ☞ ☞ ☞ ☞ ☞

Barra de plástico. Barra de vidrio. Piel. Tela (excepto lanas). 2 globos (suspendidos por hilos).

Procedimiento Frota la barra de plástico con la piel y acércala al péndulo globo suspendido. Observarás que la barra atrae la esfera hasta hacer contacto con ella y después la rechaza. Este fenómeno se explica porque al frotar la barra de plástico con la piel adquiere carga negativa; al hacer contacto con los globos se imparte carga negativa por contacto y finalmente la rechaza porque cargas de igual signo se repelen. Al repetir el experimento con la varilla de vidrio y la tela sucede el mismo fenómeno, pues al frotar la varilla de vidrio con la tela adquiere carga positiva, y al hacer contacto con el globo le transfiere a éste la carga positiva; después la rechaza porque cargas de igual signo se repelen. Los globos se atraen cuando se toca uno con la varilla de plástico y otro con la de vidrio.

Figura 15. Propiedades eléctricas de la materia y los dos tipos de carga.

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Conclusiones. Anota en los renglones tus conclusiones. _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 2.1.2 TUBOS DE RAYOS CATÓDICOS ¿Cuál es la causa por la que un bulbo emite luz?. ¿Cómo funciona un cinescopio?. Si dos alambres se someten a un alto potencial eléctrico y después se acercan, surgirá una chispa o un arco entre los dos; mas si sus extremos están dentro de un tubo de vidrio sellado (figura 16), donde se hace un vacío casi completo, la descarga de un alambre a otro queda considerablemente atenuada. Esta descarga se llama rayos catódicos, y provoca una débil luminiscencia amarillo-verdosa, a través de una pantalla fluorescente.

Figura 16. Tubo de rayos catódicos.

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a) Características de los rayos catódicos. Fueron J. Plücker, Johann Hittorf y Williams Crookes quienes demostraron, en 1858, que los rayos catódicos cuentan con las siguientes características: 1. Producen luminiscencia en una pantalla fluorescente colocada en su trayectoria y paralela a ella. 2. Se desplazan en línea recta, y se alejan del cátodo, a menos que los afecte una fuerza externa.

Figura 17. Desplazamiento de un rayo catódico.

3. Son desviados de su trayectoria por campos eléctricos y magnéticos, lo que demuestra que los rayos catódicos son de naturaleza negativa, puesto que son atraídos por el campo eléctrico positivo y repelidos por el negativo.

Figura 18. Desviación de la trayectoria por la acción de un campo eléctrico.

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4. Producen sombras, lo cual demuestra que los rayos catódicos no atraviesan objetos sólidos. (figura 19).

Figura 19. Los rayos catódicos producen sombras.

5. Hacen girar un pequeño molinete, lo cual también demuestra que los rayos catódicos son partículas que tienen masa.

Figura 20. Hacen girar un pequeño molinete.

El estudio de los rayos catódicos demostró la existencia de partículas negativas, a las que se llamó electrones, además de permitir el desarrollo de diversos aparatos de uso cotidiano y científico, como el televisor, y los cinescopios de estos aparatos, descendientes de los primeros tubos de rayos catódicos.

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Electrón (primer partícula subatómica) En 1895 Jean Perrin demostró en forma definitiva que la carga de rayos catódicos es negativa, y dos años después, en 1897, descubrió que su velocidad era aproximadamente igual a la décima parte de la velocidad de la luz y que sus propiedades no dependían de la composición del gas en el tubo de rayos catódicos. También en 1897, Joseph Thomson demostró, que los rayos catódicos son en realidad corrientes de partículas negativas y adoptó para éstas el nombre de electrones, propuesto en 1891 por Stoney. Para cuantificar la masa de los electrones, Thomson modificó el tubo de rayos catódicos de tal manera que los rayos pasaran a través de un colimador hasta llegar a una pantalla de sulfuro de zinc colocada en el fondo del tubo, donde un campo eléctrico y otro magnético desviaban su trayectoria.

Figura 21. Aparato usado por Thomson.

En este experimento Thomson encontró que los rayos catódicos: a) Son partículas con masa y tienen carga. b) Son universales, ya que se encuentran en todas las sustancias. Robert Millikan llevó a cabo en 1909 el experimento de la gota de aceite mediante el cual encontró que la carga del electrón es de 1.6 x 10-19 coulombs. En este experimento, Millikan roció aceite dentro de un recipiente y observó que una gota del mismo entre dos placas metálicas, tras someterla a la acción de los rayos X, se cargaba negativamente, y se aplicaba un alto voltaje la gota era atraída por una de las placas.

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Figura 22. Experimento de la gota de aceite.

A partir de la relación carga/masa del electrón y su carga se determinó que la masa del electrón es de 9.1 x 10-28 g. Se sabe que la masa de un átomo de hidrógeno ( el más ligero de todos los elementos) es casi dos mil veces más pesada que la del electrón, lo que significa que las partículas catódicas forman parte de los átomos. Protón (segunda partícula subatómica). Cuando el tubo de rayos catódicos no está por completo al vacío puede generar una corriente de partículas positivas (protones), las que en 1886 estudió por primera vez Eugen Goldstein. Estos rayos positivos o rayos canales se producen al chocar los rayos catódicos con los átomos gaseosos del tubo, colisión que produce iones positivos que viajan hacia el cátodo agujerado y lo atraviesan (figura 23).

Figura 23.

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Goldstein, por medio de un tubo de rayos catódicos que contenía hidrógeno y un disco metálico perforado como cátodo, descubrió los rayos canales, que viajan en dirección opuesta a los catódicos y tienen carga positiva. Estos tubos son el principio de los modernos tubos mercuriales. La carga positiva reside en el protón, partícula fundamental cuya carga es igual a la del electrón, pero de signo opuesto, y masa casi dos mil veces más grande que la del electrón. El protón es un átomo de hidrógeno que perdió un electrón. Tabla 2. Características del electrón y del protón. Carga eléctrica Partícula Electrón Protón

-1.6 x 10-19 +1.6 x 10-19

Masa g 9.1 x 10-28 1.67 x 10-24

-1 +1

u.m.a. 0.00055 1.00727

En la primera década de nuestro siglo parecía claro que cada átomo contenía regiones con cargas positivas y negativas, la cuestión era saber cómo estaban distribuidas. d) Modelo atómico de Thomson Al descubrir que los elementos emiten partículas minúsculas se tenía que descartar una de las suposiciones fundamentales de la teoría atómica de Dalton, la cual dice que “toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles, las cuales reciben el nombre de átomos”. Fue Joseph Thomson quien propuso el siguiente modelo: “El átomo es una esfera cuyo diámetro mide 10-8 cm, tiene carga uniforme y positiva, dentro de la cual “flotan” electrones negativos, cuyo número es igual a la carga de la esfera, para que en su conjunto el átomo resulte neutro” Este modelo se conoce como pastel de pasas, donde la masa del pastel es la carga positiva y las pasas los electrones. De acuerdo con él, la rotación de los electrones dentro de la carga positiva daría estabilidad al átomo. (Figura 24)

Figura 24. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Thomson.

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ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 3 “PROPIEDADES ELECTROMAGNÉTICAS DE LA MATERIA”13 Práctica de laboratorio (obligatoria). Objetivo Conocer las propiedades electromagnéticas de la materia, mediante experimentos donde se manifiesten estas propiedades, para que comprendas que la materia tiene cargas eléctricas. Cuestionario de conceptos antecedentes a) ¿Cómo se electriza un cuerpo? ___________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ b) ¿Cuáles son las propiedades eléctricas de la materia?_________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ c) ¿A qué se le llama electrodo? ____________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ d) ¿Cuál es la naturaleza de los rayos catódicos? ______________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ e) ¿Cuáles son los tipos de carga eléctrica? ___________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Experimento I Objetivo Conocer el mecanismo de electrización por frotamiento, para establecer que la materia tiene cargas eléctricas.

13

A partir de este momento se te dará a conocer cuáles son las prácticas que deberás de realizar (en el laboratorio) para tener derecho al exámen de acreditación. Las prácticas estarán indicadas por la palabra OBLIGATORIA.

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Hipótesis ¿Por qué algunos cuerpos al ser frotados se atraen o se repelen? __________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ¿Qué necesitas? ☞ ☞ ☞ ☞

1 Piel de conejo 1 Barra de plástico 1 Paño de seda 1 Barra de vidrio

Prevención y seguridad La indicada para el trabajo en el laboratorio ¿Cómo hacerlo? Frota la barra de plástico con la piel de conejo y acércala a unos trocitos de papel. Observa.

Figura 25. Muestra la atracción Eléctrica por frotamiento.

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Registro de observaciones 1. ¿Qué sucede al acercar la barra de plástico a los pedacitos de papel? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 2. ¿Qué se observa cuando se acerca la barra de vidrio a los trocitos de papel? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Experimento II Objetivo Conocer el mecanismo de electrifican por contacto, para establecer que la materia tiene cargas eléctricas. Hipótesis ¿Por qué algunos cuerpos adquieren cargas eléctricas al ponerse en contacto? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ¿Qué necesitas? ☞ 1 Piel de conejo ☞ 1 Barra de plástico ☞ 2 Péndulos electrostáticos con esferas ¿Cómo hacerlo? Frota la barra de plástico con la piel de conejo y con ella toca la esfera de uno de los péndulos; repite la operación con el otro péndulo. Enseguida acerca los dos péndulos.

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Observa:

Figura 26. Las propiedades eléctricas de la materia.

Registro de observaciones ¿Qué sucedió al acercar las dos esferitas?_____________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Debido a que:__________________________________________________________ _____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ Experimento III Objetivo Conocer las propiedades de los rayos catódicos, para establecer que la materia tiene cargas eléctricas. Hipótesis ¿A qué se debe que los tubos al vacío al conectar una corriente de alto voltaje, producen un flujo luminoso?________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________

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¿Qué necesitas? ☞ ☞ ☞ ☞ ☞

1 Tubo de rayos catódicos 1 Tubo de Crookes con cruz de Malta 1 Tubo de rayos catódicos con molinete 1 Bobina Tesla 1 Imán de barra

Prevención y seguridad La indicada para el trabajo en el laboratorio Cuando uses aparatos eléctricos toma los cuidados necesarios, la bobina Tesla debes usarla por periodos de 20 segundos y no debes tocar el electrodo. ¿Cómo hacerlo? Conecta la bobina Tesla a una toma de corriente y acerca el electrodo al cátodo del tubo de rayos catódicos y observa. Acerca el imán al tubo y observa. Repite la operación con el tubo de la cruz de Malta y después con el molinete. Observa.

Figura 27. Tubo de rayos catódicos.

Figura 28 . Tubo de Crookes con Cruz de Malta molinete.

Figura 29 . Tubo de Rayos Catódicos con

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Registro de observaciones: 1.- ¿Cómo es la trayectoria de los rayos catódicos?______________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 2.- ¿Qué sucede con los rayos catódicos al acercar el imán?______________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 3.- ¿Qué se observa en el tubo con la Cruz de Malta?____________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 4.- ¿Qué observas en el tubo con el molinete? _________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Cuestionario de reflexión 1. En el experimento I; ¿Qué carga eléctrica adquiere la barra de plástico? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ¿Y la de vidrio? __________________________________________________________ 2. ¿Qué es la electrificación? ______________________________________________ _______________________________________________________________________ 3. Escribe las Leyes de las cargas:__________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 4. En el experimento III. ¿A qué se debe la sombra que se observa en el fondo del tubo con la cruz de Malta? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________

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5. ¿Por qué se mueve el molinete al acercar la bobina Tesla? _____________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Conclusiones De acuerdo al cuestionario de reflexión, contrasta tus hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones. _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________

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EXPLICACIÓN INTEGRADORA Hasta este momento ya sabes que.... LA NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA se abordó en

CARGAS ELÉCTRICAS

RAYOS CATÓDICOS

donde se postula que

donde se

LA MAYORÍA DE LOS CUERPOS TIENEN CARGA

OBSERVAN DIFERENTES PARTÍCULAS

de tipo

como el

POSITIVA

NEGATIVA

PROTÓN

ELECTRÓN

siendo fundamentales para el

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

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2.2 RADIACTIVIDAD 2.2.1 ANTECEDENTES HISTÓRICOS El físico francés Henri Becquerel observó en 1896 al trabajar con minerales en el Museo de Historia Natural de París que algunos de éstos emitían radiaciones espontáneas, lo que le llevó a pensar que se trataba de radiaciones del mismo tipo que los rayos X, pues eran capaces de velar una placa fotográfica que había cerca de los minerales. Tal suceso condujo a Becquerel a clasificar los minerales que producían la impresión de la placa fotográfica, sin que ésta se expusiera a los efectos de la luz solar, concluyendo que todas las sales de uranio (U) producían el mismo efecto. A fines del siglo pasado se comprobó que la propiedad de emitir radiaciones no era exclusiva del uranio, pues también se observó en el torio (Th). En 1898, María Sklodowska y Pierre Curie aislaron dos nuevos elementos: el polonio (Po) y el radio (Ra) como impurezas en el sulfuro de bismuto y en el cloruro de bario. Ambos elementos también manifestaban la emisión de radiaciones, pero con mayor intensidad que el uranio. A estos elementos que presentan la propiedad de emitir radiaciones en forma espontánea se les llamó radiactivos y al fenómeno radiactividad. Entre los años de 1900 a 1903 Joseph Thomson, Villard, Frederick Soddy y Ernest Rutherford, tras experimentar en un dispositivo como el que se muestra en la figura 30, concluyeron que existen tres tipos de emisiones radiactivas: alfa, la cual se compone de iones He 2+ (partículas alfa D ); beta que se compone de electrones (partículas E ), y gamma que no cuentan con ningún tipo de carga (rayos gamma).

Figura 30. Representación esquemática de la obtención de los tres tipos de emisión radiactivas.

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Es importante mencionar que el poder de penetración de cada tipo de rayo es diferente: en los rayos alfa es bajo, en los rayos beta regular, y en los rayos gamma es alto. 2.2.2 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD ¿Cuáles fueron los antecedentes que permitieron postular el modelo atómico que actualmente se conoce?. Rutherford puso a prueba el modelo de Thomson (conocido como “pastel de pasas”) con sus experimentos sobre la radiación alfa y demostró que tal modelo era insostenible. En 1908-1909 bajo la guía de Rutherford, Hans Geiger y E. Marsden reportaron experimentos significativos respecto de la estructura del átomo. Estudiaron el efecto del bombardeo de partículas alfa sobre una laminilla de oro, que se seleccionó porque puede laminarse fácilmente, con espesores de hasta 100 átomos. Sin embargo, al igual que otros sólidos, el oro casi no puede comprimirse, por lo que se supone que sus átomos tienen un empaque muy compacto (figuras 31 y 32).

Figura 31. Dispersión de las partículas alfa.

Figura 32. Interpretación de Rutherford al bombardeo de átomos de oro con partículas alfa.

A partir de los experimentos anteriores, Geiger y Marsden encontraron que: 1. La mayor parte de las partículas alfa pasaban a través de los átomos de oro, supuestamente del empaque compacto con poca o ninguna desviación, por lo que Rutherford supuso que la mayor parte del átomo es espacio vacío. 2. La segunda observación permitió desviadas.

descubrir que unas cuantas partículas eran

3. Algunas partículas alfa rebotaban en el oro.

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¿Qué pasaría si Rutherford, Geiger y Marsden hubieran utilizado partículas Beta ( E ) en lugar de partículas Alfa ( D )?. a) Postulados del modelo atómico de Rutherford. En virtud de que las partículas alfa son repelidas, Rutherford dedujo que debía existir una parte del átomo más pesada que las partículas alfa y de carga positiva, a la cual llamó núcleo atómico. Rutherford describió su modelo atómico como un sistema solar en miniatura que consistía en lo siguiente: - Cada átomo tiene un pequeño centro llamado núcleo. - En el núcleo se concentra la mayor parte de la masa del átomo y toda la carga positiva (protones). - Los electrones del átomo están muy separados del núcleo, formando la superficie externa del átomo. Para darte idea de la magnitud del vacío que existe en el átomo, coloca en la línea de la portería de un campo de fútbol un pequeño balín o canica (el electrón) y a la mitad del mismo una pelota de ping pong, beisbol, futbol o basquetbol (el núcleo) y apreciarás el enorme vacío que hay en el átomo. A continuación te mostramos la representación orbital, según Rutherford, de algunos elementos químicos.

Figura 33. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Rutherford.

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En mayo de 1911, Rutherford publicó en el Journal of the Literary and Philosophical Society de la ciudad de Manchester un informe sobre sus descubrimientos, el cuál los físicos de esa época tomaron con reserva, pues los electrones no podían mantener la trayectoria circular que proponía porque, de acuerdo con las leyes de electromagnetismo clásico, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado, que está acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite radiación electromagnética, en tanto según el modelo de Rutherford el electrón debería emitir radiación electromagnética, lo que llevaría a la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia describiría una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. Vemos que al suponer que el electrón gira alrededor del núcleo, Rutherford no logró impedir que se precipitara sobre éste. (figura 34).

Figura 34. En el modelo planetario del átomo, el electrón describiría una espiral decreciente alrededor del núcleo hasta ocurrir el colapso.

A continuación te presentamos las ventajas y desventajas que se han encontrado en el modelo de Rutherford. VENTAJAS DESVENTAJAS -Surgió el concepto de Núcleo -Rutherford no logró evitar que el Atómico. electrón se colapsara contra el -Permitió explicar la distribución de núcleo. masas positivas y negativas en el átomo. -Sirvió para fabricar instrumentos que detectan la radiación D,E y J ejemplo de ello es el contador Geiger. 79

ACTIVIDAD DE REGULACIÓN Contesta las preguntas que se te presentan a continuación. 1. ¿Qué lugar del átomo contiene la mayor parte de la masa?_____________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 2. ¿Cuáles son las diferencias entre electrón y protón? Electrón:_____________________________________________________________ ____________________________________________________________________ Protón:______________________________________________________________ ____________________________________________________________________ 3. ¿Qué experimento condujo a Rutherford a deducir los siguientes postulados: a) El núcleo del átomo contiene la mayor parte de la masa atómica. b) El núcleo del átomo tiene carga positiva. c) El átomo en su mayor parte es espacio vacío. _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 4. Describe el átomo que se imaginó Rutherford _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 2.2.3 MODELO ATÓMICO DE BOHR Partiendo de las propuestas hechas por Thomson y Rutherford, Niels Bohr (1885-1962) desarrolló un modelo atómico mediante el cual pudo dar respuesta a las interrogantes sobre los dos modelos anteriores. Para lograr lo anterior, Bohr tuvo que recurrir a la física: la electricidad y el magnetismo, estas áreas dieron las bases para comprender el comportamiento de los electrones en los átomos.

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a) Espectros La Luz se propaga en el espacio en forma ondulatoria. En 1865 James Clerk Maxwell determinó que las ondas de luz tienen carácter electromagnético, es decir, que pueden interactuar con los cuerpos cargados y con los dipolos magnéticos (como la brújula). El físico alemán Heinrich Hertz demostró experimentalmente esta hipótesis al medir la velocidad con que se propagan a través del espacio los impulsos electromagnéticos generados por una descarga eléctrica y comprobó que es idéntica a la velocidad de la luz. Veamos cómo se pueden interpretar las propiedades de la luz mediante una teoría ondulatoria: cada onda se caracteriza por su longitud ( O ) (figura 35), amplitud y la velocidad con que viaja; la longitud de onda determina su color y se representa por la letra griega lambda ( O ); la amplitud determina su intensidad, es decir, su brillantez; la velocidad de la luz es de 300 000 km/seg ó 3 x 108 m/s y se representan por la letra c; la frecuencia se define como el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo y se representa por la letra nu o ny (v), y la unidad de medida de la frecuencia es de hertz (ciclos/segundo).

Figura 35. Representación de una onda electromagnética.

¿Por qué la velocidad de procesamiento de una computadora se expresa en Megahertz?. El espectro es la imagen de una radiación que se obtiene después de que ésta se descompone en las diversas radiaciones simples que la integran (figura 36). A0= Angstrom, el cual equivale a 10-8 metros.

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Figura 36. Espectro de la energía radiante o espectro electromagnético.

Ejemplo de ello es la formación de un arco iris después de llover y aparecer el sol, efecto que se debe al paso de la luz solar a través de pequeñas gotas de agua que se encuentran en suspensión en la atmósfera, las cuales producen la dispersión de la luz, es decir, su descomposición en los diferentes colores que la constituyen. Este fenómeno lo reprodujo Marcus Marci en 1664 al hacer pasar un rayo del sol a través de un prisma (base de cualquier espectroscopio) que, a la vez, proyectó sobre una superficie blanca en la pared (figura 37).

Figura 37. Espectro continuo de la luz solar.

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En 1802, el químico inglés Williams Wollaston advirtió mediante el primer espectroscopio de rejillas, que el espectro de la luz visible tenía dentro del arco iris ciertas líneas oscuras de diferente grosor, lo que lo llevó a descubrir las líneas oscuras del espectro del sol, las cuales cien años más tarde cobraron gran importancia en las investigaciones sobre la estructura del átomo.

Figura 38. Espectroscopio de rejilla.

Joseph von Fraunhofer perfeccionó el espectroscopio y llegó a contar hasta 574 bandas, nombró las principales, señaló su ubicación exacta en el espectro e investigó el origen, orden y significado de las líneas oscuras del espectro solar, Más tarde, Gustav Kirchhoff y Robert Bunsen interpretaron el misterio de las rayas de Fraunhofer mediante el procedimiento de hacer pasar luz a través de una muestra de sodio gaseoso, lo que evidenció que en el Sol hay sodio, pues apareció una de las rayas oscuras de Fraunhofer en el experimento. Así nació el análisis espectral, que permite en la actualidad conocer qué elementos hay no sólo en el Sol y en la Tierra, sino también en cuerpos celestes tan lejanos como las estrellas. Los espectros se clasifican de la siguiente manera: de bandas, de líneas y continuos, de los cuales sólo se hará referencia a los de líneas, debido a que cada elemento en estado gaseoso tiene su propio espectro de líneas (figura 39). Estos se clasifican en: espectro de líneas de absorción y espectro de líneas de emisión.

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Figura 39. Los espectros de distintos elementos permiten el análisis espectral de las estrellas.

Espectro de líneas de absorción. Se produce al enviar luz blanca a través de un elemento en estado gaseoso (como el experimento de Kirchhoff). Los átomos de gas absorben radiación de ciertas longitudes de onda que aparecen como líneas oscuras después de que el prisma dispersa la luz (figura 40).

Figura 40. Espectrómetro para obtener el espectro de absorción de un gas.

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Espectro de líneas de emisión. Se produce cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de un tubo que contiene un elemento gaseoso. Esto se observa en los tubos de luces de neón, sodio o de mercurio. Una vez que la luz pasa a través del prisma se observan sólo unas pocas líneas de colores.

Figura 41. Espectroscopio para observar un espectro de emisión de un gas.

Espectro de líneas del hidrógeno. Cada banda o línea corresponde a la longitud de onda de la energía emitida cuando el electrón de un átomo de hidrógeno, que previamente absorbió energía, cae a un nivel de energía menor, cómo lo explicó el modelo atómico del danés Niells Bohr. b) El átomo de Bohr En 1911 ya se habían sentado las bases del siguiente paso en la evolución de la estructura del átomo; se sabían de él sus dimensiones y su masa; que estaba formado de un núcleo, de órbitas y de electrones. Así pues, se tenían dos modelos irreconciliables: el de Thomson y Rutherford. Había buena cantidad de datos, leyes, experimentos, pero no existía un modelo del átomo que resolviera las contradicciones que había entre la teoría y la realidad, hacía falta alguien que resolviera y revolucionara todos los conocimientos acumulados y los ordenara en un modelo congruente con lo que se sabía, y ése fue Niells Bohr. Además, Bohr ligó tres conceptos físicos: átomos, radiaciones y electrones mediante el concepto quantum propuesto por el físico alemán Max Planck al explicar la naturaleza de la energía radiante emitida por las sustancias candentes. Albert Einstein utilizó la teoría de Planck y llegó a la conclusión de que la radiación no puede ni emitirse ni absorberse de manera continua, sino que la energía radiante es discontinua y consiste en paquetes individuales de energía llamados quantum o fotones.

85

Bohr propuso en 1913 una teoría atómica que no sólo explicaba los espectros de líneas, sino también la causa por la que no caen los electrones al núcleo, modelo que le permitió calcular la posición de las líneas del espectro de hidrógeno (figura 42).

Figura 42. Espectro de emisión del hidrógeno.

Bohr empezó su estudio con el modelo del sistema solar de Rutherford, y al efecto impuso limitaciones a la energía y al movimiento de los electrones. También demostró matemáticamente que las líneas del espectro de hidrógeno se originan al pasar un electrón de un nivel a otro, por lo que el electrón emite energía cuya frecuencia se pude calcular, encontrando que éste gira en órbitas circulares o en radios bien definidos, nunca en órbitas de radios intermedios. Estos radios bien definidos tienen ciertos valores, los cuales se obtienen a partir de números positivos (1, 2, 3, etcétera), a los que se les asigna la literal n, la que se denomina número cuántico principal. Los valores de n se pueden sustituir en otra ecuación, lo que permite calcular las frecuencias de las líneas espectrales del hidrógeno. Los valores de n en el modelo atómico de Bohr, tienen un significado físico; por ejemplo, si n = 1, significa que los electrones se encuentran más cercanos al núcleo, en la capa u órbita más interna; los electrones con un valor de n = 2 están a continuación de los n = 1, y conforme nos alejamos del núcleo, se encuentran ahora en una capa superior con más energía. (figura 43).

n=1

n=2 n=3 n=4

Figura 43. Niveles principales de energía para el átomo de hidrógeno según Bohr.

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En este sentido, cuando los niveles energéticos que ocupan los electrones se encuentran en una situación de energía relativamente baja, se dice que se encuentra el electrón en un estado basal (n=1), y cuando se somete a altas temperaturas u otra forma de energía, los átomos pasan a un nivel de energético mayor, el cual se denomina estado de excitación. Al respecto, cabe hacer notar que cuando estos electrones descienden un nivel energético se presenta un decremento de energía, el cual se manifiesta en forma de un fotón o cuanto de luz. La cantidad de energía que se absorbe o se emite es igual a la diferencia de energía entre los dos niveles energéticos. De acuerdo con lo anterior, ¿cada uno de los “saltos” que da un electrón hacia un nivel energético menor emitirán un quantum de luz de diferente color?. Durante algún tiempo el modelo de Bohr fue en extremo atractivo, no sólo porque explicó las enigmáticas regularidades de los espectros de líneas, sino porque añadió la hipótesis de que las propiedades químicas dependen del número de electrones externos; así, hizo posible contar con un modelo racional que explicará las propiedades químicas periódicas de los elementos. Su razonamiento es el siguiente: Cómo sólo son permitidos ciertos valores energéticos específicos (designados por n = 1, 2, 3, 4...) para los electrones en los átomos, de la misma manera el número de electrones en cada órbita también debe estar limitado, es decir, debe tener un máximo. Este máximo es igual a 2n2. De esta forma, el nivel energético con n = 1 tendrá una población máxima de dos electrones >2 (1)2 = 2@; el segundo nivel >2(2)2 = 8@; el tercero >2(3)2 = 18@; el cuarto >2(4)2 = 32@, y así sucesivamente. Imaginemos la construcción sucesiva de los átomos mediante la adición de electrones alrededor del núcleo: para tener un átomo neutro, debemos poner en órbita tantos electrones como protones existan en el núcleo, y cada electrón ingresa en el nivel energético de menor energía que esté disponible o vacío. En el caso hidrógeno con z = 114 ,el electrón solitario ingresa en el nivel n = 1; el helio con z = 2 también acomoda sus electrones en el nivel 1; pero en el caso del litio, con tres electrones, el tercer electrón ingresaría en el nivel 2, dado que el n = ya está lleno. La siguiente tabla presenta una lista de los 18 primeros elementos en relación con el aumento de su número atómico. Tabla 3.

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Representa la carga nuclear o el número de protones de un átomo.

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El helio (He2) y el neón (Ne10) se llenan por completo y son químicamente inertes; el argón (Ar18) es otro elemento que no es reactivo, del que se debería esperar que tuviera completo el tercer nivel hasta los 18 electrones, pero se observa que tan sólo tiene ocho; sin embargo, el argón se comporta como si tuviera su capa externa llena, lo mismo que ocurre con los demás elementos pertenecientes a este grupo en la tabla periódica : Kr, Xe y Rn. Na O

Be H

He

H1 He2 n=1

Be4

O8 n=2

Na 11

n=3 Figura 44. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Bohr.

Aportaciones y limitaciones del Modelo de Bohr APORTACIÓN

LIMITACIÓN

-Describe con precisión el espectro -No explica los espectros de otros atómico observado en el átomo de elementos ni la estructura del espectro, es hidrógeno. decir, se encontró que las líneas espectrales no eran líneas sencillas, sino -Explica la estabilidad de los átomos a un conjunto de varias de ellas. partir de la existencia de niveles de energía o estados estacionarios, en los cuales, a pesar de que está acelerado, el electrón no emite radiación y, por lo tanto, no cae al núcleo. -En los átomos, las propiedades químicas están determinadas por los electrones más alejados del núcleo y no por los más internos. -Para elementos de la misma familia química, los electrones de valencia son los mismos y la tendencia a cederlos crecerá conforme aumente el número de niveles en el átomo, pues los electrones externos estarán ligados débilmente al núcleo. 88

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 4 “ESPECTROS DE EMISIÓN” Objetivo Observar los espectros de emisión de algunas sustancias, mediante experimentos donde se manifiesten estas características, para que los utilicen en el conocimiento de la estructura de la materia. Cuestionario de conceptos antecedentes a) ¿Cuál es la naturaleza de la luz? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ b) ¿Por qué las sustancias emiten luz al calentarlas? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ c) ¿A qué se le llama espectro? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________

d) ¿Qué es el espectro electromagnético ? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ e) ¿Por qué se dice que los espectros de líneas son como las huellas dactilares? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________

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Experimento I Objetivo Observar los espectros de emisión de algunas sales, para reconocer que la espectroscopía es un método de identificación cualitativo. Hipótesis ¿Por qué algunas sustancias al ser calentadas producen una luminiscencia? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ¿Qué necesitas? Materiales ☞ ☞ ☞ ☞

Sustancia* ☞ ☞ ☞ ☞ ☞ ☞ ☞

1 Mechero Bunsen 1 Espectroscopio de rendija 1 Portacaja con alambre 1 Vaso de 100 ml

* Las cantidades a usar son aproximadas

20 ml Ácido clorhidrico 0.5 g Cloruro de sodio 0.5 g Cloruro de litio 0.5 g Cloruro de potasio 0.5 g Cloruro de bario 0.5 g Cloruro de cobre 0.5 g Cloruro de estroncio

Prevención y seguridad La indicada para el trabajo en el laboratorio y la indicada para el uso del mechero. ¿Cómo hacerlo? Toma por medio de la porta-asa, un poco de cada una de las sustancias y colócala a la flama del mechero: Cloruro de estroncio Cloruro de litio Cloruro de potasio Cloruro de bario Cloruro de cobre Cloruro de sodio

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Observa la coloración de la flama en forma directa y luego por el espectroscopio. NOTA: Antes de poner a la flama una sal en el alambre, introduce éste en el vaso que contiene ácido clorhídrico para lavarlo y en seguida ponlo a la flama del mechero con el fin de eliminar impurezas. Repite la operación hasta que el alambre no dé coloración a la flama.

Figura 45. Experimentación a la flama espectroscópica.

Registro de observaciones Anota tus observaciones en el siguiente cuadro: Sustancia

Color de la flama

Cloruro de litio Cloruro de potasio Cloruro de bario Cloruro de cobre Cloruro de estroncio Cloruro de sodio

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Observaciones

Experimento II Objetivo Observar la producción de los espectros ópticos para reconocer a la espectroscopía como un método de obtención. Hipótesis ¿Qué sucede si a un gas se le hace pasar corriente de alto voltaje? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ¿Qué necesitas? ☞ 1 Bobina Tesla ☞ 1 Espectroscopio ☞ 1 Soporte Universal ☞ 1 Pinza de tres dedos con nuez ☞ Tubo de descarga de diferentes gases Prevención y seguridad La indicada para el trabajo en el laboratorio. Cuando uses aparatos eléctricos toma los cuidados necesarios, la bobina Tesla debes usarla por periodos de 20 segundos y no debes tocar el electrodo. ¿Cómo hacerlo? Monta el tubo de descarga de hidrógeno en el soporte universal, por medio de las pinzas, acerca la bobina Tesla a uno de los extremos: observa la luz producida; primero de manera directa y después con el espectroscopio. repite la operación con los otros tubos de descarga.

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Figura 46. Espectroscopía por inducción de rayos catódicos.

Registro de observaciones Anota tus observaciones en el siguiente cuadro. Tubo de descarga

Color (directa)

Color (espectroscopio)

Observaciones

Cuestionario de reflexión 1. ¿Por qué cada sustancia emite luz diferente? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 2. ¿Qué le ocurre a la luz cuando pasa a través del prisma del espectroscopio? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________

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3. ¿Cuál es la diferencia entre el espectro de la luz solar y los observados ? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 4. ¿Qué se necesita, en cada caso, para que la sustancia emita luz? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ 5. ¿Cómo apoyan estos experimentos al estudio de la estructura atómica? _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Conclusiones De acuerdo al cuestionario de reflexión, contrasta tus hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones. _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ c) Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld. ¿Qué características tiene la órbita propuesta por Bohr?. ¿Qué es el número cuántico principal?. No debe sorprendernos que el éxito de la teoría de Bohr en la explicación del espectro de hidrógeno no se repitiera en la de otros elementos dado que ésta sólo es exacta en un sistema atómico compuesto de un electrón y el núcleo. Por ello fracasó aun con el sencillo átomo de helio, que tiene dos electrones y un núcleo. Arnold Sommerfeld razonaba que si el átomo es homólogo al sistema, el electrón debe girar no sólo en círculos, como el modelo de Bohr, sino también en elipses, con la particularidad de que el núcleo debe hallarse en uno de los focos de éstas. Sommerfield trabajó en un nuevo modelo que suponía la existencia de un segundo número entero, el número cuántico secundario, cuyos valores enteros iban de l = 0, 1, 2... n -1, es decir, el número de elipses admisibles no supera el número cuántico principal n que numera los estados estacionarios.

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Tabla 4. Muestra de los valores de n y l y las formas de las órbitas. Valores de n

Valores de ( l )

Formas de órbita

1

0

circular

2

0 1

elíptica circular

0 1 2

elipse excéntrica elipse circular

0 1 2 3

elipse muy excéntrica elipse excéntrica elipse circular

3

4

Pero ni siquiera dos números cuánticos n y I explicaron todas las particularidades raras de los espectros. Por ejemplo, si el átomo radiante se coloca en un campo magnético, el desdoblamiento de rayas espectrales se efectúa de modo distinto (efecto zeeman), esto indica que el electrón en la órbita es sensible al campo magnético; tal sensibilidad se manifiesta sólo si hay subniveles de energía, los cuales estaban definidos por tres números cuánticos n, l y m de los cuales los dos primeros ya se conocen, en tanto que el tercero (m) se conoce como número cuántico magnético o de orientación, cuyos valores van desde -l hasta + y; por ejemplo, si l = 2, m puede valer -2, -1, 0 ,1 y 2, y existen cinco orientaciones diferentes de las órbitas como lo muestra la tabla 5. Tabla 5. Valores de l y m y el número de órbitas para cada subnivel Nombre de subniveles s p d f

Valores de l

Posibles valores de m

0 1 2 3

0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Número de órbitas 1 3 5 7

Las letras s, p, d, f se eligieron basándose originalmente en las observaciones de los espectros de líneas, en las que se detectó que ciertas líneas pertenecen a una serie “bien definida” (sharp), y éstas se asocian con las transiciones energéticas que incluyen la subcapa s; otras líneas pertenecen a las series que se llamaron principal, difusa y fundamental, de donde derivan las designaciones s, p, d y f.

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Aportaciones y limitaciones del modelo de Bohr-Sommerfeld - Propuso órbitas elípticas, además de circulares, lo que implica la existencia de subniveles de energía. - No obstante que nuevas teorías desplazaron al modelo de Bohr y Sommerfeld, la existencia de niveles cuantizados de energía y de los números cuánticos n, l y m no se ha modificado. Lo que sí cambió en las teorías actuales es la concepción de que el electrón es un corpúsculo que viaja en una trayectoria bien definida. - Aun cuando la visión actual es mucho más compleja, lo que nos interesa en este curso es explicar cómo las propiedades de los átomos tienen que ver con los niveles y subniveles que ocupan sus electrones más externos, y para ello nos bastará el modelo de Bohr y Sommerfeld. 2.2.4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Si algún valor puede adjudicarse a las teorías de la estructura ello debe comprender el de ser capaces de explicar las diferencias de reactividad de diversos elementos y también el por qué de las propiedades físicas y químicas de los elementos, así como la forma en que se repiten en la tabla periódica. La periodicidad de los elementos descarta en forma definitiva a la masa o al número atómico como factores determinantes de la reactividad química, por lo que los núcleos atómicos no son los responsables de la conducta química de los elementos. Debemos buscar la explicación en la arquitectura configuracional de los electrones externos a fin de saber por qué los elementos actúan como lo hacen. Al pasar de un elemento a otro en la tabla periódica, el número atómico y la carga nuclear aumentan en una unidad. Para conservar la electroneutralidad de los átomos, este progresivo incremento de la carga nuclear debe acompañarse de un aumento simultáneo en el número de los electrones circundantes. En consecuencia, al pasar del hidrógeno con z = 1 al laurencio con z = 103, el número de electrones alrededor del núcleo debe incrementarse progresivamente de uno en uno, desde un electrón para el hidrógeno hasta el valor de 103 para el laurencio. En virtud de que estos electrones ocupan la estructura externa de los átomos, deben disponerse en los niveles y subniveles de energía, cada uno de los cuales contiene un número máximo de electrones, como ya se estudió en temas anteriores. ¿Cuál es el sucesivo acomodo de cada electrón en la arquitectura del átomo?. No todos los electrones de un átomo se ubican a la misma distancia del núcleo como lo establecieron Bohr y Sommerfeld, sino que se encuentran en niveles y subniveles de energía. A los niveles de energía (n) se les asigna un número comenzando por n = 1, para el nivel más cercano al núcleo, y así sucesivamente hasta llegar al nivel n = 7, para los elementos conocidos. (Teóricamente el número de niveles es infinito). Si el electrón de un átomo se ubica en el nivel de energía (n = 6), ¿se podría afirmar que dicho electrón cuenta con mayor energía que si estuviera en n=1?. 96

Cada nivel de energía está ubicado más lejos del núcleo y los electrones en estos a distancias más grandes tienen mayor cantidad de energía. El orden de los principales niveles de energía es de: 1