En esta página publicaremos lecturas para repasos de pruebas cortas y post prueba de la Campaña ESCUELA VIVA Se evaluarán en los examenes regulares. Cada uno de ellos requerirá un poquito más de tiempo de estudio, pero la meta vale la pena.Cuento contigo!
Tema 1: Clasificación de la matería:
Lee y estudia para el primer examen parcial del segundo semestre. La materia es todo lo que tiene masa y ocupa espacio. Por lo que, el libro, el lápiz, el carro y hasta nosotros mismos somos
materia. Para que el estudio de la materia se haga más fácil, ésta se organiza jerárquicamente en varios niveles y subniveles. Los dos niveles principales son: sustancias puras y mezclas.
Las sustancias son una forma de materia que tiene una composición uniforme y constante. Ejemplo: la sal, el azúcar, el hidrógeno o el cloro. Las sustancias pueden subdividirse en elementos y compuesto.
Los elementos están formados por un solo tipo de átomos y no pueden separarse en sustancias más simples por medios físicos o químicos. Ejemplos: todos los elementos de la tabla periódica. Un compuesto es una combinación de dos o más elementos diferentes que se unen químicamente. Éstos se pueden dividir en
sustancias más simples por medios químicos y tiene propiedades diferentes a los elementos que los forman. Ejemplos: cloruro de sodio (sal común), H2O (agua) y muchos compuestos más que se
forman por la combinación de los elementos de la tabla periódica. Para que se pueda formar un compuesto es necesario que ocurra una reacción química o cambio químico. Lo mismo debe ocurrir para que de un compuesto se forme un elemento. Una mezcla es la reunión de dos o más sustancias puras, en
la cual cada una de ellas mantiene sus propiedades químicas individuales. Es importante que reconozcas que para formar una mezcla solo tienes que unir físicamente las sustancias. Las
mezclas se dividen en homogéneas y heterogéneas. Las mezclas se pueden separar por medio de procesos físicos que estudiarás más adelante.
Mezclas homogéneas: también conocida como soluciones, tienen composición constante, siempre esta en una fase única.
Ejemplo: las bebidas carbonatadas, el vinagre, el acero, el aire…
Mezclas heterogéneas: es aquella en la que las sustancias individuales permanecen sin reunirse totalmente y pueden ser
diferenciadas con facilidad. Ejemplo: la ensalada, el jugo de china con pulpa, las galletas con pedacitos de chocolate,…
En resumen, toda la materia se puede clasificar en una delas categorías mencionadas. Las propiedades y los cambios que pueden ocurrir en ellas se estudiarán en las siguientes lecciones.
Tema 2 : Teoria Cinetico Molecular:
Lee y estudia para el primer examen parcial del segundo semestre.
Lee y estudia para el primer examen parcial del segundo semestre.
A lo largo de la historia del pensamiento humano se ha elaborado un modelo a cerca de como
está constituida la materia, se conoce con el nombre de MODELO CINÉTICO MOLECULAR.
Según éste modelo de materia, todo lo que vemos está formado por unas partículas muy
pequeñas, que son invisibles aún a los mejores microscopios y que se llaman moléculas. Las
moléculas están en continuo movimiento y entre ellas existen fuerza atractivas,
fuerzas de cohesión. Las moléculas al estar en movimiento, se encuentran a una cierta distancia
unas de otras. Entre las moléculas hay espacio vacío.
En el estado sólido las moléculas están muy juntas y se mueven oscilando alrededor de unas
posiciones fijas; las fuerzas de cohesión son muy grandes. En el estado líquido
están más separadas y se mueven de manera que pueden cambiar sus posiciones, pero las
fuerzas de cohesión, aunque son manos intensas que en el estado sólido, impiden que
moléculas puedan independizarse. En el estado gaseoso las moleculas se encuentran muy
separadas unas de otras y se mueven libremente;
Sí aumentamos la temperatura de un sistema material sólido, sus moléculas se moverán
rápidamente y aumentarán la distancia medía entre ellas, las fuerzas de cohesión disminuyen y
llegará un momento en que éstas fuerzas son incapaces de mantener las moléculas en
posiciones fijas, las moléculas pueden entonces desplazarse, el sistema material se ha
convertido en líquido.
Si la temperatura del líquido continúa aumentando, las moléculas aumentarán aún más su
rapidez, la distancia media entre ellas irá aumentando y las fuerzas de cohesión van
disminuyendo hasta que finalmente las moléculas pueden liberarse unas de otras, ahora el
conjunto de moléculas está en estado gaseoso. Si disminuimos la temperatura de un
media de las moléculas y esto hace posible que al acercar las moléculas casualmente, las
fuerzas de cohesión, que siempre aumentan al disminuir la distancia, puedan mantenerlas
unidas, el sistema material pasará al estado líquido.
Si disminuye aún más la temperatura, al moverse más lentamente las moléculas, la distancia
media entre ellas sigue disminuyendo, las fuerzas de cohesión aumentarán más y llegará un
momento que son lo suficientemente intensas como para impedir que las moléculas puedan
desplazaras, obligándolas a ocupar posiciones fijas, el sistema material se ha convertido en un
sólido.
La teoría cinética de los gases es una teoría física que explica el comportamiento y propiedades
macroscópicas de los gases a partir de una descripción estadística de los procesos moleculares
microscópicos. La teoría cinética se desarrolló con base en los estudios de físicos como Ludwig
Boltzmann y James Clerk Maxwell a finales del siglo XIX.
La Teoría Cinética Molecular de los gases asume que las moléculas son masas puntuales que se
mueven con gran energía cinética.
Los postulados de esta teoría son los siguientes:
• Toda la materia se compone de diminutas partículas denominadas moléculas.
• Las moléculas de gas se encuentran en movimiento continuo y al azar, desplazándose en
línea recta.
• El tamaño de las moléculas es muy pequeño comparativamente con el volumen total
que ocupan.
• Existe muy baja atracción intermolecular.
• Las moléculas de gas chocan entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene,
pero estos choques se califican como elásticos dado que las moléculas mantienen la
energía cinética promedio.
• La energía cinética promedio de las moléculas es dependiente de la temperatura.
¿Cuáles son las propiedades de los gases?
Los gases se pueden comprimir, es decir, se puede disminuir el espacio que ocupan las
moléculas aumentando la presión, o bien disminuyendo la temperatura. Otra propiedad
importante es que los gases se expanden y, por lo tanto, pueden aumentar el espacio que
ocupan si se experimenta un aumento de temperatura o una disminución de la presión. La
tercera propiedad importante que presentan los gases es que todos se difunden, es decir, se
entremezclan las moléculas de diferentes gases.
Estas propiedades se pueden explicar por la Teoría Cinético Molecular. Ahora estudiemos más
en detalle esta teoría, los diferentes estados de la materia y el movimiento de los gases.
Tema 3: Teoría Atómica
Tema 4: Partículas Subtómicas
El descubrimiento de las partículas sub-atómica fue un proceso de muchos años de investigación en otras áreas que dio como resultado los descubrimientos accidentales de éstas partículas.
Diferencia en masa entre los átomos de los elementos y sus isotopos.
Si todos los átomos se componen de electrones, protones y
neutrones, la diferencia debe ser en una de éstas partículas. Henry
Moseley, después del experimento de la lámina de oro descubrió
que los átomos de cada elemento tienen una carga positiva única
en sus núcleos. Por lo tanto, el número de protones en un átomo lo
identifica como átomo de un elemento en particular.
A la cantidad de protones en el núcleo también se le llama
número atómico. Observa una tabla periódica e identifica los
números atómicos de los elementos. Es importante que te familiarices con la información que te provee cada cuadrito de la tabla periódica.
Repasa la definición de átomo y te darás cuenta que el átomo en su estado elemental es eléctricamente neutro. Para que sea
neutro la cantidad de protones y electrones tiene que ser la misma.
Número atómico = número de protones = número de electrones # Atomico = # p+ = #e-
Si conoces uno de esos valores puedes conocer los demás e identificar el elemento en la tabla periódica.
Uno de los errores que cometió Dalton al formular su teoría fue su planteamiento de que los átomos de un mismo elemento eran idénticos. Ya haz visto que pueden tener diferencias leves en sus masas y ahora te explicaré por qué. Todos los átomos de un elemento particular tiene el mismo número de protones y electrones, su número de neutrones puede variar. A los átomos que tienen el mismo número de protones pero
diferente número de neutrones se les conoce como Isótopos. A los isótopos se les identifica por su número de masa. El número de masa corresponde a la suma de protones y neutrones en el núcleo
del átomo. Número de masa = # p+ + n0
Conociendo dos de los valores indicados puedes determinar el tercero. Si conoces los protones y el número de masa puedes determinar la cantidad de neutrones: n0 = # m - # p+
Cómo se representan los isótopos:
Nombre: Potasio -40
Masa atómica:
La diferencia en masa de los átomos de un mismo elemento se debe a la diferencia en el número de neutrones y cuando abunda cada isótopo en la naturaleza. Para cada isótopo se ha determinado un porciento que indica cuan abundante es. Sin importar de dónde se obtenga una muestra de un elemento, la abundancia relativa de cada isótopo es constante, no varia.
Tema 5: Radiación
En lecciones anteriores estuviste trabajando con diferentes cambios que ocurren en la materia. El primer cambio fue el cambio físico. Éste ocurre en la apariencia de la materia pero no afecta su estructura química.
El segundo cambio es el cambio químico. En este tipo de cambio se forma una nueva sustancia pero la identidad de cada elemento no cambian porque sus núcleo no se modifican, las reacciones involucran solo a los electrones. Más adelante profundizaremos al respecto. En esta lección te hablaremos del tercer tipo de cambio, el cambio nuclear. Ya tienes conocimiento del átomo y sabes que tiene un núcleo diminuto y denso que se compone de neutrones y protones. A continuación conocerás las reacciones nucleares.
Reacciones nucleares:
Reacciones en las que el átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento, o sea, que ocurre un cambio en el núcleo.
Radioactividad:
La radiación emitida espontáneamente por algunas sustancias. Radiación: Rayos o partículas emitidas por un material radiactivo. Los átomos radiactivos emiten radiación porque sus núcleos son
inestables. Los sistemas inestables ganan estabilidad pero pierden energía. Los núcleos inestables pierden energía mediante la emisión de radiación en un proceso espontáneo, o sea que no requiere energía,
llamado desintegración radiactiva. Los átomos radiactivos sufren desintegración radiactiva hasta que forman átomos no radiactivos estables, con frecuencia de un elemento diferente. La estabilidad nuclear esta determinada por la razón de neutrones a protones en el núcleo. Por lo que los átomos que tienen muchos o muy pocos neutrones son inestables. Los átomos radiactivos experimentan suficiente desintegración radiactiva para formar átomos estables no radiactivos. Esto explica por qué existen tan pocos átomos radiactivos en
la naturaleza, la mayoría de los cuales ya han experimentado la desintegración hasta átomos estables.
Ecuación nuclear: muestra el número atómico y el número de masa de las partículas involucradas en una reacción nuclear.
Tipos de radiación:
Radiación alfa: radiación con carga positiva. Cada partícula alfa posee dos protones y dos neutrones, por lo que tienen una carga 2+. La partícula alfa equivale a un núcleo de helio-4 ?Radio-226 radón-222 partícula alfa
Radiación beta: radiación con carga negativa. Ésta consta de electrones en rápido movimiento llamados partículas beta, cada una de las cuales es un electrón con carga 1-.
Carbono-14 nitrógeno-14 partícula beta Radiación gamma: radiación rayos gamma, son de alta energía, no
posee masa.
No se desvían por los campos eléctricos o magnéticos, generalmente acompañan las radiaciones alfa y beta y representan la mayor parte de la energía perdida durante el proceso de desintegración radiactiva.
Uranio-238 torio-234 partícula alfa rayos gamma
Tema 6: La Organización Electrónica en los Atomos
Para comprender cómo se organizan los electrones en la nube alrededor del núcleo debemos continuar la historia de la teoría del átomo. La teoría cuántica y el átomo
• Todavía quedaban dudas para comprender la relación entreestructura atómica, electrones y espectro de emisión atómica.
• Niels Bohr propuso un modelo cuántico para el átomo de hidrógenoque pareció explicar por qué los espectros son discontinuos y, además, predijo correctamente las frecuencias del espectro.
Bohr
• Estado raso: nivel de energía más bajo permitido de un átomo.
• relacionó los estados de energía del átomo de hidrógeno con el movimiento del electrón dentro del átomo y sugirió que el electrón
sólo se puede mover en determinadas órbitas circulares permitidas.
• Asignó un número cuántico, n, a cada órbita e incluso calculó el radio de la misma.
• Veamos su modelo:
• El modelo explicó las líneas espectrales que se observaron del hidrógeno.
• No explicó los espectros de otros átomos.
• No explicó el comportamiento químico de los átomos.
• Experimentos posteriores demostraron que el modelo era incorrecto.
• La evidencia demuestra que los electrones no giran alrededor del
núcleo en órbitas circulares.
Louis de Broglie, 1920, propuso una idea que luego explicaron los niveles
de energía fijos del modelo de Bohr.
• Reflexionó sobre la posibilidad de que las partículas tuvieran
comportamiento como las ondas, incluyendo los electrones.
• De Broglie dedujo una ecuación para longitud de onda (λ ) de una
partícula de masa (m) que se mueve con velocidad (v).
• λ = h/mv
• La ecuación de De Broglie predice que todas las partículas en
movimiento tienen características de onda.
Werner Heisenberg:
• Luego de reflexionar concluyó que era imposible hacer alguna
medición de un objeto sin afectarlo un poco.
• Su análisis con respecto a las interacciones de fotones y electrones
lo llevó a su conclusión:
– Principio de incertidumbre de Heisenberg: establece que es
fundamentalmente imposible conocer con precisión la
velocidad y la posición de una partícula, en el mismo tiempo.
Erwin Schrӧdinger: dedujo una ecuación que trataba el electrón del átomo
de hidrógeno como una onda.
• Este nuevo modelo funcionó al aplicarlo a otros elementos.
• Modelo mecánico cuántico del átomo: modelo que trata los
electrones como ondas.
• Lo más importante es que la función de onda se relaciona con la
probabilidad de encontrar el electrón dentro de un espacio particular
alrededor del núcleo.
• Orbital atómico: región tridimensional alrededor del núcleo, describe
la ubicación probable del electrón.
• Números cuánticos principales (n): indica los tamaños relativos y las
energías de los orbitales atómicos.
• Niveles principales de energía:
• Niveles más altos de energía de un átomo. Se han detectado
hasta siete niveles de energía para el hidrógeno. Por lo que
tenemos del 1 al 7. Estos corresponden a los 7 periodos en la
tabla periódica.
• Subniveles de energía:
• Los niveles de energía contiene subniveles de energía. Se
identifican como s, p, d y f de acuerdo con las formas de los
orbitales del átomo.
• Los orbitales s son esféricos y todos los orbitales p tienen forma de
pera.
• Para cada subnivel de energía hay un número específico de
orbitales.
• El número total de orbitales relacionados con el nivel principal de
energía = n2.
• Cada orbital puede contener un máximo de 2 electrones.
Ej. Cuantos orbitales y electrones hay en el nivel 6: 62 = 36 x 2 = 72. 36
orbitales y 72 electrones.
Para que puedas organizar los electrones en los orbitales dentro de
los niveles de energía debe cumplir con unas especificaciones. Busca el
power point de esta lección para que puedas aprenderlas
TEMA 7:Historia de la Tabla Periódica
Johann W. Dobereiner:
Desarrolló el concepto de las triadas. Estas eran grupos de tres
elementos con propiedades similares. Además, se dio cuenta de que la
masa atómica relativa del elemento del centro en cada triada estaba bien
cerca del promedio de las masas atómicas de los otros dos elementos.
Dando a otros científicos la clave de que la masa atómica relativa era
importante en el ordenamiento de los elementos.
A finales de la década de 1790, el científico francés Antoine
Lavoisier, recopiló una lista de 23 elementos, muchos de los cuales se
conocían desde la prehistoria. Algunos de estos son: oro,plata ,carbono, oxígeno.
En el avance de la química se destacan cosas muy importantes como lo son: el advenimiento de la electricidad y el desarrollo del espectrómetro.
En el año 1800 la revolución industrial condujo al desarrollo de industrias basadas en la química como la industria de petroquímicos, jabones, tintes y fertilizantes. Junto al descubrimiento de nuevos elementos llegaron grandes cantidades de datos científicos relacionados con los elementos y sus compuestos. Los químicos de esa estaban colmados con el aprendizaje de las propiedades de tantos elementos, pero necesitaban una herramienta para poder organizarlos.
John Newland
En 1864 propuso un esquema de organización de los elementos. Newland observó que cuando los elementos se organizaban por orden ascendente de masa atómica, sus propiedades se repetían
cada octavo elemento, es decir, que el primer elemento tenían propiedades similares con el octavo, el segundo con el noveno y así sucesivamente. Un patrón como este se llama periódico porque se repite de manera especifica.
Esta relación periódica de las propiedades químicas Newland las denominó Ley de octavas.
La aceptación de la Ley de octavas se vio obstaculizada porque no funcionaba para todos los elementos conocidos.
Desafortunadamente para Newland, el uso del término octava fue criticado con severidad por parte de científicos colegas que pensaban que la analogía musical no era científica. A pesar de que la ley de octavas no era ampliamente aceptada al cabo de unos años se demostró que tenía razón: las propiedades de
los elementos si se repiten de forma periódica.
Meyer, Mendeleiev y Moseley:
En 1869, el químico alemán Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri Mendeleieve, de manera independiente, demostraron una conexión entre la masa atómica y las propiedades de los elementos.
A Mendeleiev se le dio mayor crédito que a Meyer ya que publicó primero su esquema de organización y persistió en demostrar mejor su utilidad.
Mendeleiev observó que los elementos se organizaban por númerosascendientes de masa atómica, había una repetición o patrónperiódico en sus propiedades. La tabla de Mendeleiev fue aceptada porque predecía la existencia y propiedades de elementos aún no descubiertos.
Dejó espacios en blanco donde pensaba que éstos podrían incluirse. Al analizar las tendencias de las propiedades de elementos, pudo predecir las propiedades del escandio, el galio y el germanio aún sin
descubrir.
Ordenar los elementos por masa originó que varios elementos se pusieran en grupos de elementos con propiedad diferentes. Este problema lo determinó el químico inglés Henry Moseley.
Al organizar los elementos en orden ascendiente de número atómico y no en orden ascendente de masa atómica, como lo había hecho Mendeleiev se solucionaron los problemas de ordenamiento de los
elementos en la tabla periódica. La organización que hizo Moseley de los elementos por número
atómico genero un claro patrón periódico de propiedades.La tabla periódica se convirtió en una herramienta significativa para los químicos que trabajan en las nuevas industrias creadas durante
la revolución industrial.
cortesia de OE
Tema 3: Teoría Atómica
Toda esta historia comenzó hace muchos años.
Antes de Demócrito
La idea de que la materia está compuesta por partículas diminutas, llamadas átomos, no existía hace unos cuantos miles de años. Además, no existía la ciencia como la conocemos ahora.
¿Cómo comienzan a trabajar este concepto?
¿Cómo comienzan a trabajar este concepto?
En un principio, el poder de la mente y el pensamiento intelectual se consideraban como las principales vías hacia la verdad. A esto pensadores se les llama filósofos. Muchas de las explicaciones que ofrecían acerca de la naturaleza se basaban en sus experiencias. Se pensaba que la materia se componía de agua, aire, tierra y fuego ya que era lo que podían observar. También pensaban que la materia de dividía infinitamente.
Demócrito (460-370 a. C.): Demócrito era el filósofo Griego que planteó, por primera vez, la idea
de que la materia no era divisible infinitamente. El pensaba que la materia estaba compuesta de partículas diminutas llamadas átomos. A continuación sus ideas:
Ideas Demócrito:
1. La materia esta compuesta por un espacio vacío por el cual se mueven los átomos.
1. La materia esta compuesta por un espacio vacío por el cual se mueven los átomos.
2.Los átomos son sólidos, homogéneos, indestructibles e indivisibles.
3. Diferentes clases de átomos tienen tamaños y formas distintas.
4. Las diferentes propiedades de la materia se deben al tamaño, la forma y el movimiento de los átomos.
5. Los cambios evidentes en la materia provienen de los cambios en las agrupaciones de átomos y no de los átomos en sí.
Ideas de Aristóteles (384-322 a.C.):
Aristóteles era un filósofo muy prominente en su época. Comienza a hacer preguntas acerca de los planteamientos de Demócrito para los que no tuvo respuesta. Por lo tanto, las ideas de Demócrito no fueron
reconocidas como un adelanto importante en la teoría atómica. Aristóteles ganó aceptación por sus ideas sobre la naturaleza. Sus ideas negaban la existencia del átomo. Pasaron 2000 para comenzaran los
cuestionamientos acerca de las ideas de Aristóteles John Dalton (1766-1844):
El trabajo realizado por John Dalton, como maestro de escuela en Inglaterra, marca el inicio del desarrollo de la teoría atómica moderna. Dalton revivió y revisó las ideas de Demócrito con base en los resultados
de la investigación científica realizada. A continuación lo puntosprincipales de la Teoría atómica de Dalton.
1. Toda la materia se compone de partículas extremadamente
pequeñas llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos y tienen el
mismo tamaño, la misma masa y las mismas propiedades químicas.
3. Los átomos de diferentes elementos son diferentes de los otros de
otro elemento.
4. Los átomos no pueden crearse, dividirse en partículas más pequeñas
ni destruirse.
5. Diferentes átomos se combinan en relaciones simples de números
enteros para formar compuestos.
6. En una reacción química, los átomos se separan, se combinan o se
reordenan.
Importancia de la Teoría Atómica de Dalton:
Dalton definió átomo como una partícula pequeñísima de un elemento que conserva las propiedades del elemento. Sus planteamientos sirven de base para explicar de forma sencilla la conservación de la masa
en las reacciones químicas como resultado de la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, los átomos no se crean, no se destruyen ni se divide en el proceso. Aunque fueron tan importantes sus planteamientos cometió sus errores. Dalton estaba equivocado en que los átomos eran indivisibles y
en que todos los átomos de un elemento dado tenían propiedades
idénticas. Más adelante aprenderás que los átomos son divisibles en
partículas sub atómicas y que los átomos de un mismo elemento pueden
tener masas con diferencia s leves.
Ejercicico: Utiliza la información y representa los modelos de átomo planteadospor Demócrito y Dalton.
Tema 4: Partículas Subtómicas
El descubrimiento de las partículas sub-atómica fue un proceso de muchos años de investigación en otras áreas que dio como resultado los descubrimientos accidentales de éstas partículas.
Diferencia en masa entre los átomos de los elementos y sus isotopos.
Si todos los átomos se componen de electrones, protones y
neutrones, la diferencia debe ser en una de éstas partículas. Henry
Moseley, después del experimento de la lámina de oro descubrió
que los átomos de cada elemento tienen una carga positiva única
en sus núcleos. Por lo tanto, el número de protones en un átomo lo
identifica como átomo de un elemento en particular.
A la cantidad de protones en el núcleo también se le llama
número atómico. Observa una tabla periódica e identifica los
números atómicos de los elementos. Es importante que te familiarices con la información que te provee cada cuadrito de la tabla periódica.Repasa la definición de átomo y te darás cuenta que el átomo en su estado elemental es eléctricamente neutro. Para que sea
neutro la cantidad de protones y electrones tiene que ser la misma.
Número atómico = número de protones = número de electrones # Atomico = # p+ = #e-
Si conoces uno de esos valores puedes conocer los demás e identificar el elemento en la tabla periódica.
Uno de los errores que cometió Dalton al formular su teoría fue su planteamiento de que los átomos de un mismo elemento eran idénticos. Ya haz visto que pueden tener diferencias leves en sus masas y ahora te explicaré por qué. Todos los átomos de un elemento particular tiene el mismo número de protones y electrones, su número de neutrones puede variar. A los átomos que tienen el mismo número de protones pero
diferente número de neutrones se les conoce como Isótopos. A los isótopos se les identifica por su número de masa. El número de masa corresponde a la suma de protones y neutrones en el núcleo
del átomo. Número de masa = # p+ + n0
Conociendo dos de los valores indicados puedes determinar el tercero. Si conoces los protones y el número de masa puedes determinar la cantidad de neutrones: n0 = # m - # p+
Cómo se representan los isótopos:
Nombre: Potasio -40
Masa atómica:
La diferencia en masa de los átomos de un mismo elemento se debe a la diferencia en el número de neutrones y cuando abunda cada isótopo en la naturaleza. Para cada isótopo se ha determinado un porciento que indica cuan abundante es. Sin importar de dónde se obtenga una muestra de un elemento, la abundancia relativa de cada isótopo es constante, no varia.
Tema 5: Radiación
En lecciones anteriores estuviste trabajando con diferentes cambios que ocurren en la materia. El primer cambio fue el cambio físico. Éste ocurre en la apariencia de la materia pero no afecta su estructura química.
El segundo cambio es el cambio químico. En este tipo de cambio se forma una nueva sustancia pero la identidad de cada elemento no cambian porque sus núcleo no se modifican, las reacciones involucran solo a los electrones. Más adelante profundizaremos al respecto. En esta lección te hablaremos del tercer tipo de cambio, el cambio nuclear. Ya tienes conocimiento del átomo y sabes que tiene un núcleo diminuto y denso que se compone de neutrones y protones. A continuación conocerás las reacciones nucleares.
Reacciones nucleares:
Reacciones en las que el átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento, o sea, que ocurre un cambio en el núcleo.
Radioactividad:
La radiación emitida espontáneamente por algunas sustancias. Radiación: Rayos o partículas emitidas por un material radiactivo. Los átomos radiactivos emiten radiación porque sus núcleos son
inestables. Los sistemas inestables ganan estabilidad pero pierden energía. Los núcleos inestables pierden energía mediante la emisión de radiación en un proceso espontáneo, o sea que no requiere energía,
llamado desintegración radiactiva. Los átomos radiactivos sufren desintegración radiactiva hasta que forman átomos no radiactivos estables, con frecuencia de un elemento diferente. La estabilidad nuclear esta determinada por la razón de neutrones a protones en el núcleo. Por lo que los átomos que tienen muchos o muy pocos neutrones son inestables. Los átomos radiactivos experimentan suficiente desintegración radiactiva para formar átomos estables no radiactivos. Esto explica por qué existen tan pocos átomos radiactivos en
la naturaleza, la mayoría de los cuales ya han experimentado la desintegración hasta átomos estables.
Ecuación nuclear: muestra el número atómico y el número de masa de las partículas involucradas en una reacción nuclear.
Tipos de radiación:
Radiación alfa: radiación con carga positiva. Cada partícula alfa posee dos protones y dos neutrones, por lo que tienen una carga 2+. La partícula alfa equivale a un núcleo de helio-4 ?Radio-226 radón-222 partícula alfa
Radiación beta: radiación con carga negativa. Ésta consta de electrones en rápido movimiento llamados partículas beta, cada una de las cuales es un electrón con carga 1-.
Carbono-14 nitrógeno-14 partícula beta Radiación gamma: radiación rayos gamma, son de alta energía, no
posee masa.
No se desvían por los campos eléctricos o magnéticos, generalmente acompañan las radiaciones alfa y beta y representan la mayor parte de la energía perdida durante el proceso de desintegración radiactiva.
Uranio-238 torio-234 partícula alfa rayos gamma
Tema 6: La Organización Electrónica en los Atomos
Para comprender cómo se organizan los electrones en la nube alrededor del núcleo debemos continuar la historia de la teoría del átomo. La teoría cuántica y el átomo
• Todavía quedaban dudas para comprender la relación entreestructura atómica, electrones y espectro de emisión atómica.
• Niels Bohr propuso un modelo cuántico para el átomo de hidrógenoque pareció explicar por qué los espectros son discontinuos y, además, predijo correctamente las frecuencias del espectro.
Bohr
• Estado raso: nivel de energía más bajo permitido de un átomo.
• relacionó los estados de energía del átomo de hidrógeno con el movimiento del electrón dentro del átomo y sugirió que el electrón
sólo se puede mover en determinadas órbitas circulares permitidas.
• Asignó un número cuántico, n, a cada órbita e incluso calculó el radio de la misma.
• Veamos su modelo:
• El modelo explicó las líneas espectrales que se observaron del hidrógeno.
• No explicó los espectros de otros átomos.
• No explicó el comportamiento químico de los átomos.
• Experimentos posteriores demostraron que el modelo era incorrecto.
• La evidencia demuestra que los electrones no giran alrededor del
núcleo en órbitas circulares.
Louis de Broglie, 1920, propuso una idea que luego explicaron los niveles
de energía fijos del modelo de Bohr.
• Reflexionó sobre la posibilidad de que las partículas tuvieran
comportamiento como las ondas, incluyendo los electrones.
• De Broglie dedujo una ecuación para longitud de onda (λ ) de una
partícula de masa (m) que se mueve con velocidad (v).
• λ = h/mv
• La ecuación de De Broglie predice que todas las partículas en
movimiento tienen características de onda.
Werner Heisenberg:
• Luego de reflexionar concluyó que era imposible hacer alguna
medición de un objeto sin afectarlo un poco.
• Su análisis con respecto a las interacciones de fotones y electrones
lo llevó a su conclusión:
– Principio de incertidumbre de Heisenberg: establece que es
fundamentalmente imposible conocer con precisión la
velocidad y la posición de una partícula, en el mismo tiempo.
Erwin Schrӧdinger: dedujo una ecuación que trataba el electrón del átomo
de hidrógeno como una onda.
• Este nuevo modelo funcionó al aplicarlo a otros elementos.
• Modelo mecánico cuántico del átomo: modelo que trata los
electrones como ondas.
• Lo más importante es que la función de onda se relaciona con la
probabilidad de encontrar el electrón dentro de un espacio particular
alrededor del núcleo.
• Orbital atómico: región tridimensional alrededor del núcleo, describe
la ubicación probable del electrón.
• Números cuánticos principales (n): indica los tamaños relativos y las
energías de los orbitales atómicos.
• Niveles principales de energía:
• Niveles más altos de energía de un átomo. Se han detectado
hasta siete niveles de energía para el hidrógeno. Por lo que
tenemos del 1 al 7. Estos corresponden a los 7 periodos en la
tabla periódica.
• Subniveles de energía:
• Los niveles de energía contiene subniveles de energía. Se
identifican como s, p, d y f de acuerdo con las formas de los
orbitales del átomo.
• Los orbitales s son esféricos y todos los orbitales p tienen forma de
pera.
• Para cada subnivel de energía hay un número específico de
orbitales.
• El número total de orbitales relacionados con el nivel principal de
energía = n2.
• Cada orbital puede contener un máximo de 2 electrones.
Ej. Cuantos orbitales y electrones hay en el nivel 6: 62 = 36 x 2 = 72. 36
orbitales y 72 electrones.
Para que puedas organizar los electrones en los orbitales dentro de
los niveles de energía debe cumplir con unas especificaciones. Busca el
power point de esta lección para que puedas aprenderlas
TEMA 7:Historia de la Tabla Periódica
Johann W. Dobereiner:
Desarrolló el concepto de las triadas. Estas eran grupos de tres
elementos con propiedades similares. Además, se dio cuenta de que la
masa atómica relativa del elemento del centro en cada triada estaba bien
cerca del promedio de las masas atómicas de los otros dos elementos.
Dando a otros científicos la clave de que la masa atómica relativa era
importante en el ordenamiento de los elementos.
A finales de la década de 1790, el científico francés Antoine
Lavoisier, recopiló una lista de 23 elementos, muchos de los cuales se
conocían desde la prehistoria. Algunos de estos son: oro,plata ,carbono, oxígeno.
En el avance de la química se destacan cosas muy importantes como lo son: el advenimiento de la electricidad y el desarrollo del espectrómetro.
En el año 1800 la revolución industrial condujo al desarrollo de industrias basadas en la química como la industria de petroquímicos, jabones, tintes y fertilizantes. Junto al descubrimiento de nuevos elementos llegaron grandes cantidades de datos científicos relacionados con los elementos y sus compuestos. Los químicos de esa estaban colmados con el aprendizaje de las propiedades de tantos elementos, pero necesitaban una herramienta para poder organizarlos.
John Newland
En 1864 propuso un esquema de organización de los elementos. Newland observó que cuando los elementos se organizaban por orden ascendente de masa atómica, sus propiedades se repetían
cada octavo elemento, es decir, que el primer elemento tenían propiedades similares con el octavo, el segundo con el noveno y así sucesivamente. Un patrón como este se llama periódico porque se repite de manera especifica.
Esta relación periódica de las propiedades químicas Newland las denominó Ley de octavas.
La aceptación de la Ley de octavas se vio obstaculizada porque no funcionaba para todos los elementos conocidos.
Desafortunadamente para Newland, el uso del término octava fue criticado con severidad por parte de científicos colegas que pensaban que la analogía musical no era científica. A pesar de que la ley de octavas no era ampliamente aceptada al cabo de unos años se demostró que tenía razón: las propiedades de
los elementos si se repiten de forma periódica.
Meyer, Mendeleiev y Moseley:
En 1869, el químico alemán Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri Mendeleieve, de manera independiente, demostraron una conexión entre la masa atómica y las propiedades de los elementos.
A Mendeleiev se le dio mayor crédito que a Meyer ya que publicó primero su esquema de organización y persistió en demostrar mejor su utilidad.
Mendeleiev observó que los elementos se organizaban por númerosascendientes de masa atómica, había una repetición o patrónperiódico en sus propiedades. La tabla de Mendeleiev fue aceptada porque predecía la existencia y propiedades de elementos aún no descubiertos.
Dejó espacios en blanco donde pensaba que éstos podrían incluirse. Al analizar las tendencias de las propiedades de elementos, pudo predecir las propiedades del escandio, el galio y el germanio aún sin
descubrir.
Ordenar los elementos por masa originó que varios elementos se pusieran en grupos de elementos con propiedad diferentes. Este problema lo determinó el químico inglés Henry Moseley.
Al organizar los elementos en orden ascendiente de número atómico y no en orden ascendente de masa atómica, como lo había hecho Mendeleiev se solucionaron los problemas de ordenamiento de los
elementos en la tabla periódica. La organización que hizo Moseley de los elementos por número
atómico genero un claro patrón periódico de propiedades.La tabla periódica se convirtió en una herramienta significativa para los químicos que trabajan en las nuevas industrias creadas durante
la revolución industrial.
cortesia de OE
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