En este blog encontraras información ,vídeos y algunas actividades interactivas con temas relacionados a la asignatura de química ,contemplados en los planes y programas del nivel y grado antes mencionado .Espero que sean de tu agrado y encaso de ser docente pueden ser de utilidad para tu planeación diaria .
—La química en tu vida diaria .
—Clasificación de la materia .
—Compuestos ,elementos y mezclas.
—Modelo Atómico .
—Tabla Periódica de los Elementos .
—Formulas Químicas.
¿Por qué el cielo es azul?
Todos podemos mirar hacia el cielo y ver su bonito color azul. Pero, ¿por qué es azul, y no rojo blanco por ejemplo?
La luz blanca está formada por todos los colores juntos
El color del cielo se puede explicar considerando un fenómeno llamado dispersión de Rayleigh, que consiste en la dispersión de la luz a través de partículas mucho más pequeñas que su longitud de onda. Este efecto es particularmente fuerte cuando la luz atraviesa gases.
Cada una de las longitudes de onda de la luz sufre una dispersión diferente cuando se encuentra con las partículas de gas que forman la atmósfera (nitrógeno, oxígeno...). Este efecto es más prominente en el caso de longitudes de onda cortas, que son el extremo azul del espectro visible, de modo que la luz azul se dispersa mucho más y puede ser vista desde cualquier dirección, como puedes observar en el diagrama inferior (flechas azules). Esto nos da la impresión de que el cielo es azul.
Por otra parte, la luz roja se dispersa mucho menos, de modo que sólo puede ser vista desde ciertas direcciones (flecha roja). En el dibujo, tanto el Observador 1 como el Observador 2 pueden ver la luz azul, pero sólo el Observador 2 está en la dirección adecuada para ver la roja, y es por ello que vemos en algunas ocasiones esos preciosos cielos rojos al atardecer.
Entonces, ¿por qué las nubes son blancas? Las nubes están formadas por gotas de agua, las cuales tienen un tamaño mucho mayor que las partículas de gas del aire, y dispersan entonces todas las longitudes de onda de la luz de la misma forma, de modo que todas son reflejadas por igual y nosotros recibimos entonces todo el espectro de luz, que es blanco.
Actividad 1 : Hacer un comentario del siguiente mapa "Clasificación de la materia . "
fuentes de información http://www.silviamar.com/Spanish/Documentos/cielo.htm información utilizada para la materia de química Profesora Virginia Aguilar Luna
Compuestos ,elementos y mezclas.
Es decir la unión de dos o más sustancias cualquiera que sea su estado de agregación, pueden dar lugar a la formación de una combinación o compuesto químico el cual se denomina mezcla.
Las mezclas se pueden presentar de dos formas distintas Homogéneas y Heterogéneas.
La obtención de la misma depende de los componentes que la forman de su numero, propiedades, características, estados físico y el uso que se le dará
Basándose en estas premisa se aplicaran los diferentes métodos tale como: Tamizado, decantación, evaporación destilación, centrifugación, levigación, imantación, cromatografía, filtración y cristalización.
Las Mezclas
Son materiales que contienen dos o más sustancias simple, que pueden ser separadas tomando como base las propiedades características de cada una de ellas. Su composición es variable.
La materia puede presentarse en dos formas distintas, homogéneas y heterogéneas, según que sean completamente uniformes, esto es, que sus propiedades y composición sean las mismas en cualquier punto de la misma o bien que esté formada por dos o más porciones diferentes, separadas por la superficie definidas a través de las cuales las propiedades cambian bruscamente.
Un material heterogéneo es una mezcla y cada porción homogénea de la misma constituye, desde el punto de vista químico, una fase.
Los componentes individuales en una mezcla heterogénea están físicamente separados y pueden observarse como tales. Estos componentes se pueden recuperar por procedimientos físicos, como la filtración, la decantación o la separación magnética.
En una mezcla homogénea o disolución el aspecto y la composición son uniformes en todas las partes de la misma. El componente que está en mayor proporción y que generalmente es líquido se denomina disolvente, y el que está en menor proporción soluto.
Las disoluciones pueden ser sólidas y gaseosas, pero la mayoría de ellas son líquidas. Para separar los componentes de una disolución se utilizan técnicas como la cromatografía, la destilación o la cristalización fraccionada.
Si una fase homogénea puede tener una composición variable se denomina disolución.
Las disoluciones más utilizadas son las acuosas que el disolvente es el agua.
Las composiciones de cualquier mezcla heterogénea pueden cambiarse en las extensiones que se quieran. Pero la composición de una mezcla homogénea, esto es una disolución, solo puede variarse, en general, entre limites definidos. Cuando una disolución está en equilibrio con el soluto puro en exceso, se dice que es saturada. Los componentes de una disolución pueden separarse mediante cambios de estado en sustancias puras.
Técnicas de Separación
TAMIZADO:
Consiste en separar partículas sólidas de acuerdo con su tamaño. Prácticamente es utilizar coladores de diferentes tamaños en los orificios, colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los orificios. (ver anexo Nº 1)
DECANTACIÓN:
Consiste en separar materiales de distinta densidad. Se fundamenta que el material más denso, al tener mayor masa por unidad de volumen, permanecerá en la parte inferior del envase. (ver anexo Nº 2)
EVAPORACIÓN:
Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlos hervir hasta que se evapore totalmente. Se emplea si no tenemos interés en utilizar el componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase. (ver anexo Nº 3)
DESTILACIÓN:
Este procedimiento se fundamenta en la diferencia en el punto de ebullición de los componentes de a mezcla y posteriormente enfriamiento, hasta condensación, de los vapores. Se utilizan para separar diferentes líquidos, que se desean utilizar, a diferencia del método anterior. Los líquidos pueden ser solubles entre ellos. (ver anexo Nº 4)
CENTRIFUGACIÓN:
Se fundamenta en la fuerza que genera un cuerpo, por el giro a gran velocidad alrededor de un punto. La acción de dicha fuerza (centrífuga), se refleja en una tendencia por salir de la línea de rotación. De acuerdo al peso de cada componente sentiría el efecto con mayor o menor intensidad. Mientras más pesados mayor será el efecto. (ver anexo Nº 5)
LEVIGACIÓN
Es el lavado de sólidos, con una corriente de agua. Los materiales más liviano son arrastrados una mayor distancia, de esta manera hay una separación de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean. (ver anexo Nº 6)
IMANTACIÓN
Se fundamenta en la propiedad de algunos materiales de ser atraídos por un imán. El campo magnético del imán genera una fuerza atractora que si es suficientemente grande, los materiales se acercan a él. Para usar este método es necesario que uno de los componentes sea atraído y el resto no. (ver anexo Nº 7)
CROMATOGRAFÍA
La base de este método se encuentra en diferentes grados de absorción, a nivel superficial, que se pueden dar entre diferentes especies químicas. (ver anexo Nº 8)
FILTRACIÓN
Este método se fundamenta en que algunos de los componentes de la mezcla no es soluble en el otro.(ver anexo Nº 9)
Y consiste en pasar una mezcla a través de una placa porosa o un filtro, el sólido se quedara en la superficie del filtro mientras que el liquido pasara.
CRISTALIZACIÓN
El procedimiento de este método se inicia con la preparación de una solución saturad a una temperatura de aproximadamente 40º C, con la mezcla de la cual se desea separar los componentes, o el compuesto que se desea purificar, una vez preparado se filtra. Esta solución filtrada se enfría en un baño de hielo hasta que aparezcan los cristales del compuesto que se desea
Conclusión
El siguiente trabajo trató:
Sobre los materiales que contienen dos o más sustancias simples, que pueden ser separadas tomando como base las propiedades características de cada una de ellas esto se le conoce como mezclas.
Las mezclas se pueden presentar de dos formas distintas Homogéneas y Heterogéneas.
La obtención de la misma depende de los componentes que la forman de su numero, propiedades, características, estados físico y el uso que se le dará
Basándose en estas premisa se aplicaran los diferentes métodos tale como: Tamizado, decantación, evaporación destilación, centrifugación, levigación, imantación, cromatografía, filtración y cristalización.
fuentes de información http://www.prepafacil.com/cobach/Main/MezclasHomogeneasYHeterogeneasinformación utilizada para la materia de química Profesora Virginia Aguilar Luna
BLOQUE 2
Características de los metales :
Metales, no metales y metaloides
La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaràn en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas.
Características de los metales y los no metales
Elementos químicos y número atómico
Un elemento químico es una sustancia pura formada por átomos que tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones.Cada elemento se distingue de los demás por sus propiedades características. Se denomina número atómico al número de protones que tiene el núcleo de un átomo. Este número es igual al número de electrones que el átomo neutro posee alrededor del núcleo.
Toda la materia está formada a partir de unas unidades elementales que existen en un número limitado. estas unidades no pueden ser divididas en partes más sencillas mediante los métodos físicos o químicos usuales. en la naturaleza existe 92 elementos químicos, aunque los físicos han creado 20 elementos más mediante procesos que implican reacciones nucleares. los elementos químicos fueron clasificados por primera vez por Mendelejev siguiendo unas pautas determinadas.
Estos elementos están divididos en tres categorías: metales, no metales y metaloides, aquí destacaremos los elementos metálicos y no metálicos.
De los 112 elementos que se conocen, sólo 25 son no metálicos; su química a diferencia de los no metales, es muy diversa, a pesar de que representa un número muy reducido, la mayoría de ellos son esenciales para los sistemas biológicos (O, C, H, N, P y S). En el grupo de los no metales se incluyen los menos reactivos: los gases nobles. Las propiedades únicas del H lo apartan del resto de los elementos en la tabla periódica.
Los metales en su mayoría provienen de los minerales. Los metales más abundantes en la corteza terrestre que existen en forma mineral son: aluminio, hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, titanio, y manganeso. El agua de mar es una rica fuente de iones metálicos como Na+, Mg+ y Ca+. La obtención del elemento puro como el hierro, aluminio, entre otros se logra mediante procesos metalúrgicos.
CARÁCTER GENERAL DE LOS METALES Y NO METALES
Metales
La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Dos metales se funden ligeramente arriba de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC.
Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos 02 Y los ácidos.
Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,....
NO METALES
Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.
Comparación DE LOS METALES Y NO METALES
Metales
no metales
Tienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados.
Los sólidos son maleables y dúctiles
Buenos conductores del calor y la electricidad
Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos.
Tienden a formar cationes en solución acuosa.
Las capas externas contienen poco electrones habitualmente trss o menos.
No tienen lustre; diversos colores.
Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.
Malos conductores del calor y la electricidad
La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas
Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa.
Las capas externas contienen cuatro o más electrones*.
* Excepto hidrógeno y helio
LOCALIZACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA
Metales
Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico).
No Metales
Los no metales son los elementos situados a la derecha en la Tabla Periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17 y son tan solo 25 elementos. (Incluyendo el Hidrógeno). Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica.
ESTADO FÍSICO DE LOS NO METALES MÁS IMPORTANTE
Grupo 1 A: Hidrógeno
Grupo 4A: Carbono
Grupo 5A: Nitrógeno, fósforo
Grupo 6A: Oxígeno, azufre,
Grupo 7A: Flúor, cloro, bromo, yodo.
Hidrógeno
Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Poco soluble en agua (2,5 volúmenes/%): la molécula de hidrógeno es muy apolar. Se absorbe muy bien por los metales: el paladio absorbe hasta 850 veces su volumen de hidrógeno. El hidrógeno gas difunde fácilmente a través de los metales y del cuarzo. Es relativamente inerte, pero con un ligero aporte energético se disocia y el hidrógeno monoatómico resultante es muy reactivo: con el oxígeno lo hace de forma explosiva y llama azul pálida. Reacciona con otros muchos elementos: metales alcalinos, alcalinotérreos (excepto berilio), algunos metales del grupo d para formar hidruros metálicos; con los del grupo del nitrógeno forma amoníaco, fosfina; con los halógenos forma los halogenuros de hidrógeno.
Carbono
El carbono es un no metal inodoro e insípido, Es insoluble en la mayoría de los disolventes. Se encuentra en la naturaleza en cuatro formas alotrópicas: nanotubos, fullerenos, grafito y diamante.
El diamante es uno de los materiales más duros (10 en la escala de Mohs), aunque es quebradizo. Es incoloro. Su conductividad térmica es alta. No conduce la corriente. Es insoluble en disolventes líquidos.
El grafito es muy blando y quebradizo, de tacto resbaladizo. Su color va del gris mate al acerado. Es la forma más abundante. Es insoluble en disolventes líquidos.
Los fullerenos son nuevas formas sólidas de un número finito de átomos de carbono. Realmente es la única forma de carbono puro.
Los nanotubos son materiales frágiles, dependiendo de la estructura unos pueden conducir la corriente como los metales y otros no; semiconductor o metal según la geometría. Tienen un alta conductividad térmica a lo largo del tubo y muy baja en dirección perpendicular.
Nitrógeno
A temperatura ambiente, es un gas incoloro, inodoro e insípido, no combustible, diamagnético, en estado líquido también es incoloro e inodoro y se parece al agua. El nitrógeno sólido es incoloro y presenta dos formas alotrópicas.
Fósforo
Hay por lo menos 6 clases de fósforo (alótropos); los más importantes son: blanco (o amarillo), rojo, negro y violeta.
El fósforo ordinario es un sólido blanco céreo; cuando es puro es incoloro y transparente. En corte reciente parece amarillento. Es insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. Arde espontáneamente en el aire con llama blanco-amarillenta, produciendo vapores blancos de pentaóxido de difósforo (P2O5).
El fósforo blanco es un aislante. Brilla en la oscuridad al aire debido a la transformación del P2O3 de su superficie en P2O5, más estable.
El fósforo rojo, es insoluble en agua. Por encima de 700ºC aparece la forma P2, es muy venenoso.
El fósforo violeta (color rojo-violeta) no es una forma importante. Tiene una estructura en capas. No es venenoso.
El fósforo negro tiene un color gris oscuro con brillo metálico. Es escamoso como el grafito y, como éste, conduce la corriente y el calor.
Oxigeno
El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza: 50,3% en peso (incluyendo agua y atmósfera). El O2 es la forma alotrópica más abundante del oxígeno. El oxígeno es incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido y sólido es azul pálido y fuertemente paramagnético. La solubilidad en agua disminuye con el aumento de la temperatura.
El ozono (O3) (la otra forma alotrópica del oxígeno). Es un gas diamagnético azulado, de olor característico (el que se percibe después de las tormentas con importante aparato eléctrico). Es débilmente soluble en agua. En estado líquido es azul oscuro y en estado sólido es violeta oscuro.
Azufre
El azufre es un sólido amarillo pálido, inodoro, frágil, insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. En todos los estados, el azufre elemental se presenta en varias formas alotrópicas o modificaciones; éstas presentan una multitud de formas confusas cuyas relaciones no están todavía completamente aclaradas.
La flor de azufre es un polvo fino amarillo que se forma en las superficies frías en contacto con vapor de azufre. El azufre es un mal conductor del calor y de la electricidad.
Flúor
Es un gas corrosivo amarillo claro (incoloro en finas capas), venenoso y de olor penetrante. Es inflamable y el fuego no hay forma de apagarse. El flúor es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. Si están finamente divididos, metales, vidrios, cerámicas, carbono e incluso agua y amoníaco, arden con el flúor con llama brillante. Con sustancias orgánicas las reacciones son muy violentas.
Cloro
Es un gas amarillo-verdoso de olor asfixiante, muy tóxico. Es muy activo y reacciona directamente con la mayoría de los elementos (excepto nitrógeno, oxígeno y carbono). En algunos casos (hidrógeno) la reacción es lenta en la oscuridad o a temperatura ambiente, pero en presencia de luz (reacción fotoquímica) o por encima de 250 ºC se da de modo explosivo. Húmedo ataca a todos los metales (excepto tántalo) dando cloruros. Sustituye fácilmente al hidrógeno en las combinaciones hidrocarbonadas mediante reacciones muy vigorosas. Es soluble en agua.
Bromo
Es el único no metal líquido. De color rojo oscuro, pesado (cinco veces más denso que el aire), fluido, que se volatiliza fácilmente a temperatura ambiente, produciendo un vapor rojo de olor muy desagradable, que asemeja al cloro.
En estado sólido es rojo oscuro, y al disminuir la temperatura su color se va aclarando hasta anaranjado rojizo. En estado gaseoso es color naranja a marrón oscuro, persistiendo las moléculas diatómicas hasta los 1500ºC.
Yodo
Es un sólido cristalino, escamoso, de color negro violeta, de brillo metálico, que sublima a temperatura ambiente a gas azul-violeta con olor irritante. El iodo presenta algunas propiedades metálicas. Forma compuestos con muchos elementos (excepto gases nobles, azufre y selenio), aunque es menos activo que los otros halógenos, que lo desplazan de los yoduros. Es un oxidante moderado. En estado líquido es marrón
Fuentes de información http://www.monografias.com/trabajos13/quimidos/quimidos.shtml información utilizada para la materia de química Profesora Virginia Aguilar Luna
Introducción
Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto, que tales partículas, fueran indivisibles. Es así, como Demócrito formula la teoría de que la materia se compone de partículas indivisibles, a las que llamó átomos (del griego átomos, indivisible).
En 1803 el químico inglés John Dalton propone una nueva teoría sobre la constitución de la materia. Según Dalton toda la materia se podía dividir en dos grandes grupos: los elementos y los compuestos. Los elementos estarían constituidos por unidades fundamentales, que en honor a Demócrito, Dalton denominó átomos. Los compuestos se constituirían de moléculas, cuya estructura viene dada por la unión de átomos en proporciones definidas y constantes. La teoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos eran partículas indivisibles.
Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos no son indivisibles, pues se componen de varios tipos de partículas elementales. La primera en ser descubierta fue el electrón en el año 1897 por el investigador Sir Joseph Thomson, quién recibió el Premio Nobel de Física en 1906. Posteriormente, Hantaro Nagaoka (1865-1950) durante sus trabajos realizados en Tokio, propone su teoría según la cual los electrones girarían en órbitas alrededor de un cuerpo central cargado positivamente, al igual que los planetas alrededor del Sol. Hoy día sabemos que la carga positiva del átomo se concentra en un denso núcleo muy pequeño, en cuyo alrededor giran los electrones.
El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajos realizados en la Universidad de Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre los años 1909 a 1911. El experimento utilizado consistía en dirigir un haz de partículas de cierta energía contra una plancha metálica delgada, de las probabilidades que tal barrera desviara la trayectoria de las partículas, se dedujo la distribución de la carga eléctrica al interior de los átomos.
Descubrimiento de partículas subatómicas
El verdadero desarrollo se alcanzo con el estudio de las descargas eléctricas a través de gases erarecidos (a baja presión).
En 1964 Willian Crookes descubre una radiación luminosa que se produce en un tubo de vidrio que contenía un gas a baja presión, después de una descarga de bajo voltaje. Esta observación origino la curiosidad necesaria para el descubrimiento de otros tipos de radiaciones, tales como los rayos catódicos, rayos canales, rayos X, radio actividad.
Los rayos catódicos son una radiación originada en el cátodo, después de aplicada una descarga de alto voltaje. Viaja en línea recta hasta el ánodo, es altamente energética, puede producir efectos mecánicos, y se desvían hacia la placa positiva de un campo eléctrico, lo que demuestra su carga negativa.
Las Partículas que componen esta radiación se originan en cualquier gas, lo que demuestra que son componentes atómico y se les llamo electrones.
Los rayos canales son una luminosidad que viaja en línea de recta en dirección hacia el cátodo.
Se desvía hacia la placa negativa del campo eléctrico, lo que demuestra que son de Naturaleza positiva. Tiene un tamaño mayor que el haz de los rayos catódicos. Se originan cuando el átomo pierde electrones para dirigirse hacia el ánodo. Las partículas producidas en el gas Hidrogeno, recibieron la denominación de protones.
Rayos X, descubiertos por Roentgen en 1895, se producen en forma simultanea con los catódicos y canales. Esta radiación impresiona una placa fotográfica atravesando una cartulina negra, viaja en línea recta y puede ionizar los gases demuestra una naturaleza neutra desde el punto de vista eléctrico, debido a que permanece inalterable frente a un campo de naturaleza eléctrica.
Esta radiación ha sido ampliamente utilizada en la medicina y en el estudio de la disposición de las partículas en los sólidos.
La Radioactividad es el alto contenido energético, capaz de ionizar un gas, impresionar capaz fotográficas, destellos de luz al incidir en elementos como el sulfuro de zinc (ZnS). A ser sometido a la acción de un campo magnético se distinguen tres tipos: positivas, negativas y neutras. A finales del siglo XIX se intensifico su estudio por Bequerel y los esposos curie.
Características del electrón
El conocimiento del electrón no pasó del obtenido con los rayos catódicos. Es una partícula que se encuentran en los elementos químicos, que su salida implica un contenido energético grande, con carga negativa. Utilizando los conocimientos que se conocen acerca del campo electrónico y magnético, Thomson logra descubrir una característica cuantitativa del electrón: La carga especifica, es decir la carga en una unidad de masa (e/m), el valor es 1,76.108 coul/g.
Hasta 1909 no se conoció la masa ni la carga de esta partícula, en ese año, A. Millikan ideó un aparato bastante sencillo para la determinación de la carga.
Consiste en un envase de vidrio, con dos anillos mecánicos dispuestos horizontalmente, que servirán de electrodos para generar campos magnéticos entre ellos. En la parte superior se encuentra un gotero con aceite; y en el orificio, una malla que se encargara de dividir la gota de aceite en otras mas pequeñas. Además, con el frotamiento, se cargaran electrónicamente. La observación de la caída de las gotas se hará con un lente que se coloca en la zona intermedia a los anillos. Mientras no se conecte el campo magnético, la caída de las gotas la gobernara a la fuerza de gravedad.
Sin embargo, al generar el campo, las partículas que se encuentren cargadas negativamente se sentirían atraídas por la placa positiva, y esta carga eléctrica con sentido eléctrico a la fuerza de gravedad, frenara la caída, incluso al igualarse la gota permanecerá suspendida en el aire.
Igualando las dos fuerzas se pueden obtener las cargas de las micro gotas de aceite.
Se obtuvo el valor de 1.6x10-19 coulombios, o un múltiplo de este número lo que se explica con la adquisición de más de una carga negativa.
Una vez conocida la carga del electrón, la masa resulto fácil de calcular a partir del valor de la carga especifica (e/m) logrado por Thomson.
Modelo Atómico de Dalton
Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las ideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de su teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los siguientes puntos:
La materia está formada por partículas muy pequeñas para ser vistas, llamadas átomos.
Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo el peso.
Diferentes elementos están formados por diferentes átomos.
Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o más elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple.
Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las reacciones químicas.
En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones numéricas simples.
La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un elemento se convierte en un átomo de otro elemento.
A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un avance cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer la existencia de dichas partículas.
Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos y los átomos compuestos, las moléculas.
Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría acerca de la misma.
Otras Leyes que concordaban con la teoría de Dalton:
Ley de la Conservación de la Masa: La Materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto Puro siempre contiene los mismos elementos combinados en las mismas proporciones en masa.
Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números pequeños enteros.
Modelo Atómico de Thomson
Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas.
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas.
Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva.
En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
Modelo Atómico de Rutherford
Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.
Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurre espontáneamente en la Naturaleza. A continuación se presenta una tabla resumiendo las características de estos componentes:
En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica su teoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento era simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA) procedentes de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc fluorescente por detrás de la capa de oro para observar la dispersión de las partículas alfa en ellas. Según se muestra en la siguiente figura:
Lo anterior demostró, que la dispersión de partículas alfa con carga positiva, era ocasionada por repulsión de centros con carga positiva en la placa de oro, igualmente se cumplía con placas de metales distintos, pudiéndose concluir que cada átomo contenía un centro de masa diminuto con carga positiva que denomino núcleo atómico. La mayoría de las partículas alfa atraviesan las placas metálicas sin desviarse, porque los átomos están constituidos, en su mayoría, por espacios vacíos colonizado tan sólo por electrones muy ligeros. Las pocas partículas que se desvían son las que llegan a las cercanías de núcleos metálicos pesados con cargas altas (Figura N° 03).
Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinar las magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos que se basan en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porción desocupada" del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro del núcleo.
Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:
El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.
El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una corona alrededor del núcleo.
La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.
Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva (explica los diferentes rayos).
El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su orbita.
El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.
En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14 , se encuentra el espectro visible, con los colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo.
Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras zonas.
En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple vista, pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador en numerosos procesos químicos.
= Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un ciclo)
C = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)
= Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.
Modelo Atómico de Bohr
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida ( por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este propuso una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este elemento. A continuación se presentan los postulados del Modelo Atómico de Bohr:
El Atomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).
El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía más baja posible. Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel y la energía del electrón en el nivel aumentan. El electrón no puede tener una energía que lo coloque entre los niveles permitidos.
Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más baja o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan, absorben energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son estados energéticos superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados.
Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de onda y una frecuencia características y produce una línea espectral característica.
La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno esta dada por:
Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados estacionarios, cada uno con una energía determinada.
La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada salto a una transición de un estado a otro. En cada salto el átomo emite luz de frecuencia bien definida dada por:
hv = Ei - Ei
De esta manera se explican los espectros atómicos, que en el caso del Hidrógeno los niveles de energía posibles están dados por la fórmula:
E = - (h/R)/n2 , ( n = 1, 2, 3, . . . infinito)
h = 60625 x 10-34 Joule - seg, Const. de Plank
R = 1.10 x 107 m-1 , Const. de Rydberg
El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del átomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.
Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en determinados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y les asignó un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigue el 2, como se citó en párrafo de éste mismo enunciado (Modelo atómico de Bohr).
Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni pierde energía.
Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de fotones. La cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02) niveles.
La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sin embargo, las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las transiciones electrónicas se produzcan con facilidad.
El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico, puesto que depende de su número atómico. Estos electrones estarán distribuidos en diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso para aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al devolverse, la luz que, difractada, produce el espectro característico.
Principios de incertidumbre
Para poder estudiar las propiedades de un átomo y de sus partículas constituyentes, es necesario iluminarlo; es decir lograr la incidencia de luz sobre el; esto trae un cambio en su contenido energético y, a s vez en la posición. En otra palabras: el estudio del átomo lleva un error necesario que nos impide hablar con certeza de la posición o contenido energético del mismo.
Esto imposibilita presentar un átomo como hasta el momento se ha hecho, puesto que se puede describir un espacio donde es muy probable encontrar un electrón, pero no se pude excluir la posibilidad de que se encuentre en otro lugar.
Según el principio de incertidumbre no se puede conocer con exactitud la posición del electrón ni su contenido energético. Esto obliga a usar un nuevo termino "probabilidad", para la descripción del átomo.
Modelo Atómico actual
Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su veracidad, se consideran los siguientes:
1. La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño.
2. Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.
3. La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable con las dimensiones del átomo.
4. La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y movimiento de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso de la luz de baja frecuencia.
Fue Erwin Schodinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La solución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital.
<> El valor de la función de onda asociada con una partícula en movimiento esta relacionada con la probabilidad de encontrar a la partícula en el punto (x,y,z) en el instante de tiempo t.
<> En general una onda puede tomar valores positivos y negativos. una onda puede representarse por medio de una cantidad compleja.
Piense por ejemplo en el campo eléctrico de una onda electromagnética. Una probabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que la función de onda no es algo observable. Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la función de onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como la densidad de probabilidad.
La función de onda depende de los valores de tres (03) variables que reciben la denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos, definen una función específica para un electrón. <>
Números Cuánticos
Son cuatro (04) los números encargados de definir la función de onda (PSI) asociada a cada electrón de un átomo: el principal, secundario, magnético y de Spin. Los tres (03) primeros resultan de la ecuación de onda; y el último, de las observaciones realizadas de los campos magnéticos generados por el mismo átomo.
Número cuántico principal
<> Es un criterio positivo, representado por la letra "n", indica los niveles energéticos principales. Se encuentra relacionado con el tamaño. En la medida que su valor aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y puede contener más electrones, y su contenido energético es superior. Sus valores pueden ser desde 1 hasta infinito.
Número cuántico secundario
Representado por la letra "I", nos indica la forma que pueden tener el espacio donde se encuentra el electrón. El valor que se le asigna depende del número principal; va desde cero (0) hasta n-1.
Se ha conseguido que para dos (02) electrones que pertenecen al mismo nivel energético (igual "n"), las diferencias en valores de "I", se expresan en diferencias de contenidos energéticos, debido a esto reciben la denominación de subniveles de energía con un aumento progresivo en la medida que "I" aumenta de valor.
I = 0
I = 1
I = 2
I = 3
Orbital s
Orbital p
Orbital d
Orbital f
I = 0
I = 1
I = 2
I = 3
Comparación
Orbital
<> Representa las orientaciones que pueden asumir los diferentes orbitales frente a un campo magnético; el símbolo utilizado es "m"; y los valores que tienen son los números orbitales enteros que van desde -1 hasta +1. El números de valores que pueden tener "m" indican el números de órbitas que puede contener un sub-nivel de energía.
Número cuántico de Spin
Tiene dos(02) valores permitidos +1/2 y -1/2. Estos valores representan el movimiento del electrón, tipo de rotación sobre su eje, con dos (02) únicas posibilidades y opuestas entre sí, hacía la derecha o hacía la izquierda. Cada uni de los orbitales puede contener dos (02) electrones, uno con cada spin. De estar los dos (02), el momento magnético se anula, es cero, esto sucede debido a lo apuesto.
Isótopos e isóbaros
Los Isótopos:
Son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes masas. Al pertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas propiedades, pero no son reconocibles por su masa diferente La diferencia se encuentra en el número de neutrones presentes en el núcleo.
Los Isóbaros:
Son átomos que, a pesar de presentar diferentes número atómico, tiene masas iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de elementos químicos también diferentes.
Fusión y Fisión nuclear
Fusión Nuclear:
Es la unión de dos núcleos ligeros, para producir uno más pesado.
Dos Isótopos de Hidrógeno se unen formando un núcleo con dos protones y dos neutrones que corresponden a un átomo de Helio.
Sin embargo esta reacción requiere de una alta energía de activación, para que los núcleos se acerque y se fundan en uno. Una vez comenzada la reacción, la energía liberada es enorme, del orden de 1700GJ (Gigajoule).
Fisión Nuclear:
Es la ruptura de un núcleo atómico en dos partes parecidas en el contenido de protones, originado con el bombardeo de neutrones.
Al chocar un neutro con un átomo de Uranio, se crea un núcleo provisional que posteriormente se divide en dos núcleos.
Con respecto a la energía que se produce, para la fisión de un gramo de Uranio, es de 85 Gigajoule (Gj) 109 J, aproximadamente a la misma que se produce al quemar tres toneladas de Carbón. Debido a este enorme despedimiento de energía fue usado como bomba el la segunda guerra mundial.
Fuentes de información http://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-atomico.shtml información utilizada para la materia de química Profesora Virginia Aguilar Luna
Actividad 2 Leer la informacion y hacer un resumen que contenga las caracteristicas principales de cada modelo atomico(similitudes y diferencias )
Tabla periódica de los elementos
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.
Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.
INTRODUCCIÓN
La tabla o sistema periódico, es el esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Su base es la "Ley Periódica", la cual establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico. Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos.
Las etapas previas antes de abordar la clasificación de los elementos en función de sus pesos atómicos fueron: primero, la comprobación de la teoría atómica de Dalton; segundo, la aceptación de la hipótesis de Avogadro de que las moléculas de los gases eran diatómicas y se componen de dos átomos, lo que permitió corregir algunos valores de los pesos atómicos; tercero, la introducción de los símbolos químicos para determinar los elementos a partir de la primera o primeras dos letras del nombre en latín o griego llevada a la práctica por Berzelius en 1813; y, por último, la celebración del primer congreso de Química de Karslruhe, en 1860, donde se discutieron una serie de cuestiones acerca del concepto de átomo, molécula, radical y equivalente.
Anteriormente hubo intentos de establecer un orden en los elementos conocidos en función del peso atómico a cargo de Chancourtois con su tornillo telúrico, Döbereiner y sus tríadas, Newlands con sus grupos y períodos y su ley de las octavas, mejorada por Odling, que hizo ya una clasificación más próxima a la de Mendeleiev.
El interés se debía esencialmente, a que a mediados del siglo XIX, el número de elementos era tan grande que los químicos necesitaban imperiosamente encontrar alguna regla, norma o ley que impusiera orden; en definitiva, clasificar los elementos.
Los avances en metalurgia y en el desarrollo del análisis químico habían permitido descubrir nuevas "tierras" (nombre en la época de los óxidos) en las minas. Pietsley y Cavendish habían aislado varias clases de aire, y Lavoiser descompuso el agua.
Los viejos conceptos, como los de los antiguos filósofos griegos e indios, cuya concepción del mundo, era la de una combinación de los cuatro elementos fundamentales, el agua, el fuego, el aire y la tierra (esta teoría nunca se vio confirmada por una comprobación experimental), ya se habían superado durante la Edad Moderna. A esos cuatro elementos, llamados aristotélicos, opusieron los alquimistas medievales los tres principios que conformaban la materia: el mercurio, que representaba el carácter metálico y la volatilidad; el azufre, el símbolo de la combustibilidad; y la sal, prototipo de la solidez y la solubilidad. Así, se vio que el aire, el agua y la tierra estaban compuestos por otros elementos más sencillos, y que el fuego no era un elemento sino un proceso.
En 1661, Robert Boyle, en su obra "El químico escéptico", había roto con las ideas iniciales de Tales, Anaximandro, Anaxímenes, Heráclito, Empédocles y Aristóteles, que habían marcado la pauta durante casi dos milenios. Fue el primer científico que cuestionó abiertamente la tradición alquimista. Rechazó la clasificación griega, por no ser capaz de explicar las combinaciones químicas, y defendió que el número de elementos, aunque limitado, tendría que ser muy superior a tres. Definió a los elementos como cuerpos primitivos y simples no formados por otros cuerpos y que componen a los otros cuerpos, los compuestos.
En el siglo XVIII, Antoine-Laurent Lavoisier obtuvo pruebas experimentales que justificaron la adopción del concepto del elemento de Boyle. El químico francés publicó la que puede considerarse como la primera enumeración de sustancias elementales basadas en esta definición y que, aunque incluía sustancias como la cal, la alúmina y la sílice, compuestos estables que la técnica química de la época era incapaz de descomponer, constituyó un importante punto de partida para posteriores clasificaciones.
La famosa tabla que Mendeleiev publicaba en 1869 en su libro “Los principios de la Química” proponía una ordenación de similar aspecto a la que los químicos emplean en la actualidad. Clasificó los 60 elementos conocidos hasta entonces, predijo la existencia de otros 10 aún desconocidos, y llegó a pronosticar algunas características de los elementos aún pendientes de descubrir. Nadie prestó especial atención a su tabla hasta que empezaron a descubrirse elementos predichos por él. Con la aparición del espectroscopio se descubrieron el galio, por Lecoq De Boisbandren, el escandio, por Cleve, y el germanio, por Winkler.
Con los años, el sistema de Mendeleiev se fue completando con el descubrimiento de una columna entera de elementos nuevos -los gases nobles- o la aparición de un grupo de elementos muy semejantes entre sí por sus características químicas, llamados en principio tierras raras y que acabaron integrando un grupo aparte, el de los lantánidos, y más tarde de otro semejante conocido como los actínidos.
El descubrimiento de los rayos X abrió un nuevo campo de estudio. Moseley fotografió el espectro de rayos X de 12 elementos. Corrigió la Tabla con la introducción del número atómico, una cantidad que identifica el número de protones del núcleo atómico y que aumenta de forma regular al pasar de un elemento al siguiente.
El trabajo de Moseley ofrecía un método para determinar exactamente cuántos puestos vacantes quedaban en la Tabla Periódica. Una vez descubierto, los químicos pasaron a usar el número atómico, en lugar del peso atómico, como principio básico de ordenación de la Tabla. El cambio eliminó muchos de los problemas pendientes en la disposición de los elementos.
La radiactividad entró en acción no sólo con el descubrimiento del polonio y del radio, que supuso la introducción de un nuevo concepto, el de isótopo, sino también con la fisión nuclear, que permitió obtener elementos más allá del uranio (transuránidos).
La tabla periódica representa una de las ideas más extraordinarias de la ciencia moderna, ya que dio un orden a la Química y durante casi 200 años de vida, ha sabido adaptarse y madurar sin apenas variaciones.
Teoría de la capa electrónica
En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones.
Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una valencia + 1.
Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la primera capa de electrones puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la tercera de 18, y así sucesivamente. El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede explicar sobre la base de la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.
Teoría cuántica
El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura atómica, enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha aportado una explicación fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que designan su movimiento orbital en el espacio. Por medio de las reglas de selección que gobiernan esos números cuánticos, y del principio de exclusión de Wolfgang Pauli, que establece que dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos, los físicos pueden determinar teóricamente el número máximo de electrones necesario para completar cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema periódico.
Posteriores desarrollos de la teoría cuántica revelaron por qué algunos elementos sólo tienen una capa incompleta (en concreto la capa exterior, o de valencia), mientras que otros también tienen incompletas las capas subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de elementos conocido como lantánidos, que son tan similares en sus propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único lugar en su sistema.
Tipos de tabla
Cada autor siente la tentación de dibujar una tabla donde, según él, se manejan mejor los conceptos de periodicidad química. Las tablas más importantes son las que comúnmente se conocen como: “Tabla corta”, “Tabla larga” y “Tabla larga extendida”.
Tabla corta Derivación directa de la propuesta original de Mendeleiev-Meyer; se le fueron introduciendo modificaciones a medida que se avanzaba en el tiempo y en el conocimiento; ya se advierte la presencia de un grupo vertical más; el grupo gases nobles, desconocidos por Mendeleiev. El uso de este tipo de tabla corta ha desaparecido en la actualidad.
Tabla larga Modificación muy útil, que también suele ser conocida como tabla de Both. Se construye de tal forma que refleja la teoría de Both sobre la distribución electrónica. En las verticales se encuentran los elementos cuya distribución electrónica final es coincidente, en esencia la tabla larga deriva de la original de Mendeleiev, extendiendo los períodos largos (cuarto, quinto y sexto) y cortando en dos los períodos cortos para acomodar en el medio a las series de los elementos de transición. Así se generan períodos largos pero solo a partir del cuarto período.
Tabla larga extendida Representación moderna, con el inconveniente de que los gráficos se hacen muy extensos, la misma sigue al recorrerla por número atómico creciente el llenado de órbitas propuesto por Both; posee 32 columnas y el primer periodo tiene 2 elementos, el segundo y tercero tienen 8, el cuarto y quinto tienen 18 elementos, el sexto período 32 elementos y el séptimo hasta el momento se agota con 106 elementos.
En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número de electrones de una capa subyacente.
Nuevas versiones alternativas a la tradicional
En los últimos años han aparecido versiones alternativas a la Tabla Periódica. Hay que destacar la del profesor Dufour del Colegio Ahuntsic de Montreal, que ha desarrollado un sistema periódico tridimensional que pone de manifiesto la simetría fundamental de los elementos. Otras alternativas son las de William B. Jensen, de la Universidad de Cincinnati, con forma piramidal y la del ruso Agafoshin, en espiral, pero el que actualmente está ganando popularidad es el sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través del sistema periódico.
También se han propuesto sistemas periódicos que se refieren a moléculas como la de Ray Hefferlin, de la Universidad Adventista del Sur en Collegedale, para moléculas diatómicas, y la de Jerry R. Dias, de la Universidad de Missouri en Kansas City, para hidrocarburos aromáticos derivados del benceno. El sistema de clasificación de Dias es análogo a las tríadas de Döbereiner: el número de átomos de carbono e hidrógeno de la molécula en el centro de una tríada es el promedio del que caracteriza a las moléculas que la flanquean, lo mismo en sentido vertical que horizontal.
La guerra de los nombres
La elección de nombres para los elementos ha tenido orígenes variopintos y no ha estado exenta de polémica. El latín y el griego fue origen de muchos de ellos. Así, el hidrógeno proviene de hidro y genes que significa "generador de agua", y el flúor de fluere que significa fluir.
La mitología, la geografía y los nombres propios, principalmente, también han servido para este fin. Algunos ejemplos son el vanadio, de la diosa escandinava Vanadis; el polonio, de Polonia, país de origen de Marie Curie, su descubridora; y el nobelio, en honor a Alfred Nobel.
Durante la Guerra Fría tuvo lugar una fuerte controversia entre laboratorios de EE.UU. y de la URSS por denominar a los nuevos elementos en donde estaba en juego el prestigio de sus respectivos laboratorios y científicos. Esta situación se complicó con la aparición en escena, en 1981, de los alemanes del Laboratorio de Damrmstadt, que anunciaron el descubrimiento de seis nuevos elementos, del 102 al 107.
A pesar de que la discusión se recrudecía, la polémica fue concluida por la IUPAC, con la denominación de los elementos 104 a 109. Repartieron el nombre entre científicos y laboratorios de todo el mundo: el 105, dubnio en honor al laboratorio ruso Dubna; el bohrio, 107, al Premio Nobel danés Bohr; y el meitnerio, 109, a la física austriaca Meitner.
Aunque la IUPAC decidió en 1994 una norma que impide utilizar el nombre de personas vivas para un nuevo elemento, los equipos de los laboratorios americanos, que habían realizado el descubrimiento y confirmación del 106, consiguieron retrasar su aplicación para poner a este elemento seaborgio, en honor de Seaborg, premio Nobel americano muerto recientemente.
A partir del 110, la situación es más simple, clara y concisa. El nombre se forma a partir de su número atómico y simplemente se reemplaza cada dígito por la expresión de la siguiente tabla y se termina con el sufijo “ium”; 0 nil, 1 un, 2 bi, 3 tri, 4 quad, 5 pent, 6 hex, 7 sept, 8 oct, 9 enn.
Los nuevos elementos
Rusos, alemanes y americanos compiten por extender la Tabla Periódica de los Elementos. Los dos últimos elementos, el 116 y el 118, se obtuvieron el año pasado en experimentos realizados en el Laboratorio Lawrence Berkeley y las Universidades de California y del estado de Oregon. Los experimentos consistían en acelerar un haz de iones de kriptón y hacerlos colisionar con un blanco de plomo. Después de 11 días de trabajo, sólo se identificaron tres núcleos del 118, elemento que, en menos de un milisegundo, se desintegra en el 116.
Con unas vidas tan cortas, estos nuevos elementos tienen, por ahora, escaso interés salvo para los físicos nucleares, ya que el estudio del comportamiento de estos átomos superpesados puede ayudarles a entender los problemas de la estabilidad nuclear. Más allá de este uso y de la natural tentación de ir más allá en la ciencia, la búsqueda de nuevos elementos tiene también una meta tentadora. Se piensa que, a pesar de la inestabilidad de los últimos elementos, quizás los siguientes resulten ser muy estables. Se habla de una isla de estabilidad que debe iniciarse con el elemento 114 y, quizá, con algún isótopo del 113.
El objetivo es que la estabilidad sea tal como para poder fabricar nuevos materiales, algo que parece muy lejano si pensamos que las decenas de millones de átomos fabricados del elemento 105, uno de los mejor conocidos del final de la tabla, apenas pesan mil millonésimas de microgramo.
Elementos químicos en la tabla periodica de los elementos [editar]
Los elementos químicos se encuentran clasificados en la tabla periódica de los elementos.(**)El descubrimiento del elemento 118 por un equipo del Lawrence Berkeley National Laboratory en 1999 fue más tarde revocado porque no fue posible repetir tal experimento. [1] Anulación de LBNL por el descubrimiento de 1999. [2] Experimento de JINR/LLNL (2005)
Acrónimos incluidos en la tabla
GSI, Gesellschaft für Schwerionenforschung (Sociedad para la Investigación de Iones Pesados), Wixhausen, Darmstadt, Alemania
JINR, Joint Institute for Nuclear Research (Instituto Unido para la Investigación Nuclear), Dubna, Moskvá Oblast, Rusia
LLNL, Lawrence Livermore National Laboratory (Laboratorio Nacional Lawrence de Livermore) Livermore, California, Estados Unidos
LBNL, Lawrence Berkeley National Laboratory (Laboratorio Nacional Lawrence de Berkeley) Berkeley, California, Estados Unidos
Notas sobre la tabla [editar]
El H2o es el quimico complejo de las sustancias quimicas
Nota 1: El elemento no tiene un nucleoide estable, y su valor entre corchetes, (por ejemplo, [209]), indica el número másico del isótopo con mayor duración de dicho elemento.
Nota 2: La composición isotópica de algunos elementos presentes en ciertos fragmentos geológicos puede variar de la facilitada en la tabla.
Nota 3: La composición isotópica puede variar en los materiales comerciales, por lo que el peso atómico puede variar del dado significativamente.
Nota 4: La composición isotópica de varios metales terrestres que necesitan una precisión mayor en su peso atómico no puede ser facilitada.
Nota 5: El peso atómico del litio comercializado puede variar entre 6.939 y 6.996—en análisis futuros se tratará de especificar más el dato.
Procedencia de los nombres de elementos químicos
Los nombres de los elementos proceden de sus nombres en griego, latín, inglés o llevan el nombre de su descubridor o ciudad en que se descubrieron.
Hidrógeno (H): del griego ‘engendrador de agua’.
Helio (He): de la atmósfera del Sol (el dios griego Helios). Se descubrió por primera vez en el espectro de la corona solar durante un eclipse en 1868, aunque la mayoría de los científicos no lo aceptaron hasta que se aisló en la Tierra.
Litio (Li): del griego lithos, ‘roca’.
Berilio (Be) de beriio, esmeralda de color verde.
Boro (B): del árabe buraq.
Carbono (C): carbón.
Nitrógeno (N): en griego nitrum, ‘engendrador de nitratos’
Oxígeno (O): en griego ‘engendrador de óxidos’ (oxys).
Flúor (F): del latín fluere.
Neón (Ne): nuevo (del griego neos).
Sodio (Na): Del latín sodanum (sosa). El símbolo Na viene del latín nátrium (nitrato de sodio).
Magnesio (Mg): de Magnesia, comarca de Tesalia (Grecia).
Aluminio (Al): del latín alumen.
Silicio (Si): del latín sílex, sílice.
Fósforo (P) del griego phosphoros, ‘portador de luz’ (el fósforo emite luz en la oscuridad porque arde al combinarse lentamente con el oxígeno del aire).
Azufre (S) del latín sulphurium.
Cloro (Cl) del griego chloros (amarillo verdoso).
Argón (Ar) del griego argos, ‘inactivo’ (debido a que los gases nobles son poco reactivos).
Potasio (K): del inglés pot ashes (‘cenizas’), ya que las cenizas de algunas plantas son ricas en potasio. El símbolo K proviene del griego kalium.
Calcio (Ca) del griego calx, ‘caliza’. La caliza está formada por Ca2CO3.
Escandio (Sc) de Scandia (Escandinavia).
Titanio (Ti): de los Titanes, los primeros hijos de la Tierra según la mitología griega.
Vanadio (V): de diosa escandinava Vanadis.
Cromo (Cr): del griego chroma, ‘color’.
Manganeso (Mn): de magnes, magnético.
Hierro (Fe): del latín ferrum.
Cobalto (Co): según una versión, proviene del griego kobalos, ‘mina’. Otra versión dice que proviene del nombre de un espíritu maligno de la mitología alemana.
Niquel (Ni): proviene del término sueco koppar nickel y del alemán kupfer nickel, ‘cobre del demonio Nick’ o cobre falso (metal que aparece en las minas de cobre, pero no es cobre).
Cobre (Cu): de cuprum, nombre de la isla de Chipre.
Zinc (Zn): del alemán zink, que significa origen oscuro.
Galio (Ga): de Gallia (nombre romano de Francia).
Germanio (Ge): de Germania (nombre romano de Alemania).
Arsénico (As): arsenikon, oropimente (auripigmentum) amarillo.
Selenio (Se):de Selene (nombre griego de la Luna).
Bromo (Br): del griego bromos, ‘hedor’.
Kriptón (Kr): del griego kryptos, ‘oculto, secreto’.
Rubidio (Rb): del latín rubidius, rojo muy intenso (a la llama).
Estroncio (Sr): de Strontian, ciudad de Escocia.
Itrio (Y): de Ytterby, pueblo de Suecia.
Circonio o Zirconio (Zr): del árabe zargun, ‘color dorado’.
Niobio (Nb): de Níobe (hija de Tántalo).
Molibdeno (Mo): de molybdos, ‘plomo’. (Al parecer, los primeros químicos lo confundieron con mena de plomo).
Tecnecio (Tc): de technetos, ‘artificial’, porque fue uno de los primeros sintetizados.
Rutenio (Ru): del latín Ruthenia (nombre romano de Rusia).
Rodio (Rh): del griego rhodon, color rosado.
Paladio (Pd): de la diosa griega de la sabiduría, Palas Atenea.
Plata (Ag): del latín argéntum.
Cadmio (Cd): del latín cadmia, nombre antiguo del carbonato de zinc. (Probablemente porque casi todo el cadmio industrial se obtiene como subproducto en el refinado de los minerales de zinc).
Indio (In): debido al color índigo (añil) que se observa en su espectro.
Estaño (Sn): del latín stannum.
Telurio (Te): de tel-lus, ‘tierra’.
Antimonio (Sb): del latín antimonium. El símbolo Sb, del latín stibium.
Yodo (I): del griego iodes, violeta.
Xenon (Xe): del griego xenon, ‘extranjero, extraño, raro’.
Cesio (Cs): del latín caesius, color azul celeste.
Bario (Ba): del griego barys, ‘pesado’.
Lantano (La): del griego lanzanein, ‘yacer oculto’.
Cerio (Ce): por el asteroide Ceres, descubierto dos años antes. El cerio metálico se encuentra principalmente en una aleación de hierro que se utiliza en las piedras de los encendedores.
Praseodimio (Pr): de prasios, ‘verde’, y dídymos, ‘gemelo’.
Neodimio (Nd): de neos-dýdimos, ‘nuevo gemelo (del lantano)’.
Prometio (Pm): del dios griego Prometeo.
Europio (Eu): de Europa.
Gadolinio (Gd): del mineral gadolinita, del químico finlandés Gadolin.
Terbio (Tb): de Ytterby, pueblo de Suecia.
Disprosio (Dy): del griego dysprositos, de difícil acceso.
Holmio (Ho): del latín Holmia (nombre romano de Estocolmo).
Tulio (Tm): de Thule, nombre antiguo de Escandinavia.
Lutecio (Lu): de Lutecia, antiguo nombre de París.
Hafnio (Hf): de Hafnia, nombre latín de Copenhague.
Tantalio (Ta): de Tántalo, un personaje de la mitología griega.
Wolframio (W): del inglés wolfrahm; o Tungsteno, del sueco tung sten, ‘piedra pesada’.
Renio (Re): del latín Rhenus (nombre romano del río Rin).
Osmio (Os): del griego osme, olor (debido al fuerte olor del OsO4).
Iridio (Ir): de arco iris.
Platino (Pt): por su similitud a la plata (cuando en 1748 Antonio de Ulloa lo encontró en una expedición lo llamó "platina").
Oro (Au): de aurum, aurora resplandeciente
Mercurio (Hg): su nombre se debe al planeta del mismo nombre, pero su abreviatura es Hg porque Dioscórides lo llamaba «plata acuática» (en griego hydrárgyros, hydra: ‘agua’, gyros: ‘plata’).
Talio (Tl): del griego thallos, tallo, vástago o retoño verde.
Plomo (Pb): del latín plumbum.
Bismuto (Bi): del alemán weisse masse, masa blanca.
Polonio (Po): de Polonia, en honor al país de origen de Marie Curie, codescubridora del elemento, junto con su marido Pierre.
Astato (At): del griego astatos, inestable.
Radón (Rn): del inglés radium emanation (‘emanación radiactiva’).
Francio (Fr): de Francia.
Radio (Ra): del latín radius, ‘rayo’.
Actinio (Ac): del griego aktinos, ‘destello o rayo’.
Torio (Th): de Thor, dios de la guerra escandinavo.
Protoactinio (Pa): del griego protos (primer) y actinium.
Uranio (U): del planeta Urano.
Neptunio (Np): del planeta Neptuno.
Plutonio (Pu): del planetoide Plutón.
Americio (Am): de América.
Curio (Cm): en honor de Pierre y Marie Curie.
Berkelio (Bk): de Berkeley, donde se encuentra una importante universidad californiana.
Californio (Cf): del estado estadounidense de California.
Einstenio (Es): en honor de Albert Einstein.
Fermio (Fm): en honor de Enrico Fermi.
Mendelevio (Md): en honor al químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeléiev, precursor de la actual tabla periódica.
Nobelio (No): en honor de Alfred Nobel.
Lawrencio (Lr): en honor de E. O. Lawrence.
Rutherfordio (Rf):en honor a Ernest Rutherford, científico colaborador del modelo atómico y física nuclear.
Dubnio (Db): en honor al Joint Institute for Nuclear Research, un centro de investigación ruso localizado en Dubna.
Seaborgio (Sg): en honor a Glenn T. Seaborg.
Bohrio (Bh): en honor a Niels Bohr.
Hassio (Hs): se debe al estado alemán de Hesse en el que se encuentra el grupo de investigación alemán Gesellschaft für Schwerionenforschung (GSI).
Meitnerio (Mt): en honor a Lise Meitner, matemática y física de origen austríaco y sueco.
Darmstadtio (Ds): en honor al lugar donde fue descubierto, Darmstadt, en donde se localiza el GSI.
Roentgenio (Rg): en honor a Wilhelm Conrad Roentgen, descubridor de los rayos X.
Actividad 3 ver el video y formular un comentario por escrito para entregar y de manera oral el dia de la classe.
Fuentes de información http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos información utilizada para la materia de química Profesora Virginia Aguilar Luna
nota encaso de que el video se vea incompleto favor de verlo en http://www.youtube.com/watch?v=I-DWjHb4eis
Formulas quimicas
En los siguientes videos se esplica como
si es que los videos estan cortados de favor dar click en este enlaze http://www.youtube.com/watch?v=hEgN1FBX3Fw
Nota : Tengo elaborados 2 crusigramas con los temas de Metodo Cientifico y Propiedades de la materia que seran mandados a tu correo si los solicitas , favor de dejar en el apartado de opiniones tu correo electronico nota estan en word para que los puedas imprimir y fotocopiar en caso de ser docente .
No hay comentarios:
Publicar un comentario