Para cuantificar la masa de los electrones, Thomson modificó el tubo de rayos catódicos de tal manera que los rayos pasaran a través de un colimador hasta llegar a una pantalla de sulfuro de zinc colocada en el fondo del tubo, donde un campo eléctrico y otro magnético desviaban su trayectoria.

Figura 21. Aparato usado por Thomson.

En este experimento Thomson encontró que los rayos catódicos:

a) Son partículas con masa y tienen carga.

b) Son universales, ya que se encuentran en todas las sustancias.

Robert Millikan llevó a cabo en 1909 el experimento de la gota de aceite mediante el cual encontró que la carga del electrón es de 1.6 x 10^-19 coulombs. En este experimento, Millikan roció aceite dentro de un recipiente y observó que una gota del mismo entre dos placas metálicas, tras someterla a la acción de los rayos X, se cargaba negativamente, y se aplicaba un alto voltaje la gota era atraída por una de las placas.

A partir de la relación carga/masa del electrón y su carga se determinó que la masa del electrón es de 9.1 x 10^-28 g. Se sabe que la masa de un átomo de hidrógeno ( el más ligero de todos los elementos) es casi dos mil veces más pesada que la del electrón, lo que significa que las partículas catódicas forman parte de los átomos.

Protón (segunda partícula subatómica).

Cuando el tubo de rayos catódicos no está por completo al vacío puede generar una corriente de partículas positivas (protones), las que en 1886 estudió por primera vez Eugen Goldstein. Estos rayos positivos o rayos canales se producen al chocar los rayos catódicos con los átomos gaseosos del tubo, colisión que produce iones positivos que viajan hacia el cátodo agujerado y lo atraviesan (figura 23).

Figura 23.

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

Tabla 2. Características del electrón y del protón.

En la primera década de nuestro siglo parecía claro que cada átomo contenía regiones con cargas positivas y negativas, la cuestión era saber cómo estaban distribuidas.

d) Modelo atómico de Thomson

Al descubrir que los elementos emiten partículas minúsculas se tenía que descartar una de las suposiciones fundamentales de la teoría atómica de Dalton, la cual dice que

“toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles, las cuales reciben el nombre de átomos”.

Fue Joseph Thomson quien propuso el siguiente modelo: “El átomo es una esfera cuyo diámetro mide 10^-8 cm, tiene carga uniforme y positiva, dentro de la cual “flotan” electrones negativos, cuyo número es igual a la carga de la esfera, para que en su conjunto el átomo resulte neutro” Este modelo se conoce como pastel de pasas, donde la masa del pastel es la carga positiva y las pasas los electrones. De acuerdo con él, la rotación de los electrones dentro de la carga positiva daría estabilidad al átomo. (Figura 24)

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

“PROPIEDADES ELECTROMAGNÉTICAS DE LA MATERIA”¹³ Práctica de laboratorio (obligatoria). Objetivo

Conocer las propiedades electromagnéticas de la materia, mediante experimentos donde se manifiesten estas propiedades, para que comprendas que la materia tiene cargas eléctricas.

Cuestionario de conceptos antecedentes

a) ¿Cómo se electriza un cuerpo? ___________________________________________

b) ¿Cuáles son las propiedades eléctricas de la materia?_________________________

c) ¿A qué se le llama electrodo? ____________________________________________

d) ¿Cuál es la naturaleza de los rayos catódicos? ______________________________

e) ¿Cuáles son los tipos de carga eléctrica? ___________________________________

Experimento I Objetivo

Conocer el mecanismo de electrización por frotamiento, para establecer que la materia tiene cargas eléctricas.

¹³ A partir de este momento se te dará a conocer cuáles son las prácticas que deberás de realizar (en el laboratorio) para tener derecho al exámen de acreditación. Las prácticas estarán indicadas por la palabra OBLIGATORIA.

Hipótesis

¿Por qué algunos cuerpos al ser frotados se atraen o se repelen? __________________

¿Qué necesitas?

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

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo en el laboratorio

¿Cómo hacerlo?

Frota la barra de plástico con la piel de conejo y acércala a unos trocitos de papel. Observa.

Registro de observaciones

1. ¿Qué sucede al acercar la barra de plástico a los pedacitos de papel?
2. ¿Qué se observa cuando se acerca la barra de vidrio a los trocitos de papel?

Experimento II Objetivo

Conocer el mecanismo de electrifican por contacto, para establecer que la materia tiene cargas eléctricas.

Hipótesis

¿Por qué algunos cuerpos adquieren cargas eléctricas al ponerse en contacto?

¿Qué necesitas?

• 1 Piel de conejo
• 1 Barra de plástico
• 2 Péndulos electrostáticos con esferas

¿Cómo hacerlo?

Frota la barra de plástico con la piel de conejo y con ella toca la esfera de uno de los péndulos; repite la operación con el otro péndulo. Enseguida acerca los dos péndulos.

Observa:

Registro de observaciones

¿Qué sucedió al acercar las dos esferitas?_____________________________________

Debido a que:__________________________________________________________

Experimento III

Objetivo

Conocer las propiedades de los rayos catódicos, para establecer que la materia tiene cargas eléctricas.

Hipótesis

¿A qué se debe que los tubos al vacío al conectar una corriente de alto voltaje, producen un flujo luminoso?________________________________________________

¿Qué necesitas?

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

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo en el laboratorio Cuando uses aparatos eléctricos toma los cuidados necesarios, la bobina Tesla debes usarla por periodos de 20 segundos y no debes tocar el electrodo.

¿Cómo hacerlo?

Conecta la bobina Tesla a una toma de corriente y acerca el electrodo al cátodo del tubo de rayos catódicos y observa. Acerca el imán al tubo y observa. Repite la operación con el tubo de la cruz de Malta y después con el molinete. Observa.

Figura 27. Tubo de rayos catódicos.

Figura 28 . Tubo de Crookes con Cruz de Malta Figura 29 . Tubo de Rayos Catódicos con molinete.

Registro de observaciones: 1.- ¿Cómo es la trayectoria de los rayos catódicos?______________________________

2.- ¿Qué sucede con los rayos catódicos al acercar el imán?______________________

3.- ¿Qué se observa en el tubo con la Cruz de Malta?____________________________

4.- ¿Qué observas en el tubo con el molinete? _________________________________

Cuestionario de reflexión

1. En el experimento I; ¿Qué carga eléctrica adquiere la barra de plástico?
2. ¿Y la de vidrio? __________________________________________________________
1. ¿Qué es la electrificación? ______________________________________________
2. Escribe las Leyes de las cargas:__________________________________________
3. En el experimento III. ¿A qué se debe la sombra que se observa en el fondo del tubo con la cruz de Malta?

5. ¿Por qué se mueve el molinete al acercar la bobina Tesla? _____________________

Conclusiones

De acuerdo al cuestionario de reflexión, contrasta tus hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones.

Hasta este momento ya sabes que….

para el

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

2.2 RADIACTIVIDAD

2.2.1 ANTECEDENTES HISTÓRICOS

El físico francés Henri Becquerel observó en 1896 al trabajar con minerales en el Museo de Historia Natural de París que algunos de éstos emitían radiaciones espontáneas, lo que le llevó a pensar que se trataba de radiaciones del mismo tipo que los rayos X, pues eran capaces de velar una placa fotográfica que había cerca de los minerales. Tal suceso condujo a Becquerel a clasificar los minerales que producían la impresión de la placa fotográfica, sin que ésta se expusiera a los efectos de la luz solar, concluyendo que todas las sales de uranio (U) producían el mismo efecto. A fines del siglo pasado se comprobó que la propiedad de emitir radiaciones no era exclusiva del uranio, pues también se observó en el torio (Th).

En 1898, María Sklodowska y Pierre Curie aislaron dos nuevos elementos: el polonio (Po) y el radio (Ra) como impurezas en el sulfuro de bismuto y en el cloruro de bario. Ambos elementos también manifestaban la emisión de radiaciones, pero con mayor intensidad que el uranio. A estos elementos que presentan la propiedad de emitir radiaciones en forma espontánea se les llamó radiactivos y al fenómeno radiactividad.

Entre los años de 1900 a 1903 Joseph Thomson, Villard, Frederick Soddy y Ernest Rutherford, tras experimentar en un dispositivo como el que se muestra en la figura 30, concluyeron que existen tres tipos de emisiones radiactivas: alfa, la cual se compone de iones He ²⁺ (partículas alfa D ); beta que se compone de electrones (partículas E ), y gamma que no cuentan con ningún tipo de carga (rayos gamma).

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

Es importante mencionar que el poder de penetración de cada tipo de rayo es diferente: en los rayos alfa es bajo, en los rayos beta regular, y en los rayos gamma es alto.

2.2.2 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

¿Cuáles fueron los antecedentes que permitieron postular el modelo

atómico que actualmente se conoce?.

Rutherford puso a prueba el modelo de Thomson (conocido como “pastel de pasas”) con sus experimentos sobre la radiación alfa y demostró que tal modelo era insostenible.

En 1908-1909 bajo la guía de Rutherford, Hans Geiger y E. Marsden reportaron experimentos significativos respecto de la estructura del átomo. Estudiaron el efecto del bombardeo de partículas alfa sobre una laminilla de oro, que se seleccionó porque puede laminarse fácilmente, con espesores de hasta 100 átomos. Sin embargo, al igual que otros sólidos, el oro casi no puede comprimirse, por lo que se supone que sus átomos tienen un empaque muy compacto (figuras 31 y 32).

Figura 31. Dispersión de las partículas alfa. Figura 32. Interpretación de Rutherford al bombardeo de átomos de oro con partículas alfa.

A partir de los experimentos anteriores, Geiger y Marsden encontraron que:

1. La mayor parte de las partículas alfa pasaban a través de los átomos de oro, supuestamente del empaque compacto con poca o ninguna desviación, por lo que Rutherford supuso que la mayor parte del átomo es espacio vacío.
2. La segunda observación permitió descubrir que unas cuantas partículas eran desviadas.
3. Algunas partículas alfa rebotaban en el oro.

¿Qué pasaría si Rutherford, Geiger y Marsden hubieran utilizado partículas

Beta ( E ) en lugar de partículas Alfa ( D )?.

a) Postulados del modelo atómico de Rutherford.

En virtud de que las partículas alfa son repelidas, Rutherford dedujo que debía existir una parte del átomo más pesada que las partículas alfa y de carga positiva, a la cual llamó núcleo atómico. Rutherford describió su modelo atómico como un sistema solar en miniatura que consistía en lo siguiente:

-Cada átomo tiene un pequeño centro llamado núcleo.

– En el núcleo se concentra la mayor parte de la masa del átomo y toda la carga positiva (protones).

– Los electrones del átomo están muy separados del núcleo, formando la superficie externa del átomo.

Para darte idea de la magnitud del vacío que existe en el átomo, coloca en la línea de la portería de un campo de fútbol un pequeño balín o canica (el electrón) y a la mitad del mismo una pelota de ping pong, beisbol, futbol o basquetbol (el núcleo) y apreciarás el enorme vacío que hay en el átomo.

A continuación te mostramos la representación orbital, según Rutherford, de algunos elementos químicos.

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

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

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

A continuación te presentamos las ventajas y desventajas que se han encontrado en el modelo de Rutherford.

Contesta las preguntas que se te presentan a continuación.

1. ¿Qué lugar del átomo contiene la mayor parte de la masa?_____________________
2. ¿Cuáles son las diferencias entre electrón y protón?

Electrón:_____________________________________________________________ ____________________________________________________________________

Protón:______________________________________________________________ ____________________________________________________________________

1. ¿Qué experimento condujo a Rutherford a deducir los siguientes postulados:
2. a) El núcleo del átomo contiene la mayor parte de la masa atómica. b) El núcleo del átomo tiene carga positiva. c) El átomo en su mayor parte es espacio vacío.
1. Describe el átomo que se imaginó Rutherford

2.2.3 MODELO ATÓMICO DE BOHR

Partiendo de las propuestas hechas por Thomson y Rutherford, Niels Bohr (1885-1962) desarrolló un modelo atómico mediante el cual pudo dar respuesta a las interrogantes sobre los dos modelos anteriores. Para lograr lo anterior, Bohr tuvo que recurrir a la física: la electricidad y el magnetismo, estas áreas dieron las bases para comprender el comportamiento de los electrones en los átomos.

a) Espectros

La Luz se propaga en el espacio en forma ondulatoria. En 1865 James Clerk Maxwell determinó que las ondas de luz tienen carácter electromagnético, es decir, que pueden interactuar con los cuerpos cargados y con los dipolos magnéticos (como la brújula). El físico alemán Heinrich Hertz demostró experimentalmente esta hipótesis al medir la velocidad con que se propagan a través del espacio los impulsos electromagnéticos generados por una descarga eléctrica y comprobó que es idéntica a la velocidad de la luz.

Veamos cómo se pueden interpretar las propiedades de la luz mediante una teoría ondulatoria: cada onda se caracteriza por su longitud ( O ) (figura 35), amplitud y la velocidad con que viaja; la longitud de onda determina su color y se representa por la letra griega lambda ( O ); la amplitud determina su intensidad, es decir, su brillantez; la velocidad de la luz es de 300 000 km/seg ó 3 x 10⁸ m/s y se representan por la letra c; la frecuencia se define como el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo y se representa por la letra nu o ny (v), y la unidad de medida de la frecuencia es de hertz (ciclos/segundo).

Figura 35. Representación de una onda electromagnética.

¿Por qué la velocidad de procesamiento de una computadora se expresa en Megahertz?.

El espectro es la imagen de una radiación que se obtiene después de que ésta se descompone en las diversas radiaciones simples que la integran (figura 36).

A⁰= Angstrom, el cual equivale a 10^-8 metros.

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

Figura 37. Espectro continuo de la luz solar.

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

Figura 38. Espectroscopio de rejilla.

Joseph von Fraunhofer perfeccionó el espectroscopio y llegó a contar hasta 574 bandas, nombró las principales, señaló su ubicación exacta en el espectro e investigó el origen, orden y significado de las líneas oscuras del espectro solar, Más tarde, Gustav Kirchhoff y Robert Bunsen interpretaron el misterio de las rayas de Fraunhofer mediante el procedimiento de hacer pasar luz a través de una muestra de sodio gaseoso, lo que evidenció que en el Sol hay sodio, pues apareció una de las rayas oscuras de Fraunhofer en el experimento. Así nació el análisis espectral, que permite en la actualidad conocer qué elementos hay no sólo en el Sol y en la Tierra, sino también en cuerpos celestes tan lejanos como las estrellas.

Los espectros se clasifican de la siguiente manera: de bandas, de líneas y continuos, de los cuales sólo se hará referencia a los de líneas, debido a que cada elemento en estado gaseoso tiene su propio espectro de líneas (figura 39). Estos se clasifican en: espectro de líneas de absorción y espectro de líneas de emisión.

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

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

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

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

Espectro de líneas del hidrógeno. Cada banda o línea corresponde a la longitud de onda de la energía emitida cuando el electrón de un átomo de hidrógeno, que previamente absorbió energía, cae a un nivel de energía menor, cómo lo explicó el modelo atómico del danés Niells Bohr.

b) El átomo de Bohr

En 1911 ya se habían sentado las bases del siguiente paso en la evolución de la estructura del átomo; se sabían de él sus dimensiones y su masa; que estaba formado de un núcleo, de órbitas y de electrones. Así pues, se tenían dos modelos irreconciliables: el de Thomson y Rutherford. Había buena cantidad de datos, leyes, experimentos, pero no existía un modelo del átomo que resolviera las contradicciones que había entre la teoría y la realidad, hacía falta alguien que resolviera y revolucionara todos los conocimientos acumulados y los ordenara en un modelo congruente con lo que se sabía, y ése fue Niells Bohr.

Además, Bohr ligó tres conceptos físicos: átomos, radiaciones y electrones mediante el concepto quantum propuesto por el físico alemán Max Planck al explicar la naturaleza de la energía radiante emitida por las sustancias candentes. Albert Einstein utilizó la teoría de Planck y llegó a la conclusión de que la radiación no puede ni emitirse ni absorberse de manera continua, sino que la energía radiante es discontinua y consiste en paquetes individuales de energía llamados quantum o fotones.

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

Bohr empezó su estudio con el modelo del sistema solar de Rutherford, y al efecto impuso limitaciones a la energía y al movimiento de los electrones. También demostró matemáticamente que las líneas del espectro de hidrógeno se originan al pasar un electrón de un nivel a otro, por lo que el electrón emite energía cuya frecuencia se pude calcular, encontrando que éste gira en órbitas circulares o en radios bien definidos, nunca en órbitas de radios intermedios.

Estos radios bien definidos tienen ciertos valores, los cuales se obtienen a partir de números positivos (1, 2, 3, etcétera), a los que se les asigna la literal n, la que se denomina número cuántico principal. Los valores de n se pueden sustituir en otra ecuación, lo que permite calcular las frecuencias de las líneas espectrales del hidrógeno.

Los valores de n en el modelo atómico de Bohr, tienen un significado físico; por ejemplo, si n = 1, significa que los electrones se encuentran más cercanos al núcleo, en la capa u órbita más interna; los electrones con un valor de n = 2 están a continuación de los n = 1, y conforme nos alejamos del núcleo, se encuentran ahora en una capa superior con más energía. (figura 43).

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

En este sentido, cuando los niveles energéticos que ocupan los electrones se encuentran en una situación de energía relativamente baja, se dice que se encuentra el electrón en un estado basal (n=1), y cuando se somete a altas temperaturas u otra forma de energía, los átomos pasan a un nivel de energético mayor, el cual se denomina estado de excitación. Al respecto, cabe hacer notar que cuando estos electrones descienden un nivel energético se presenta un decremento de energía, el cual se manifiesta en forma de un fotón o cuanto de luz. La cantidad de energía que se absorbe o se emite es igual a la diferencia de energía entre los dos niveles energéticos.

De acuerdo con lo anterior, ¿cada uno de los “saltos” que da un electrón

hacia un nivel energético menor emitirán un quantum de luz de diferente

color?.

Durante algún tiempo el modelo de Bohr fue en extremo atractivo, no sólo porque explicó las enigmáticas regularidades de los espectros de líneas, sino porque añadió la hipótesis de que las propiedades químicas dependen del número de electrones externos; así, hizo posible contar con un modelo racional que explicará las propiedades químicas periódicas de los elementos. Su razonamiento es el siguiente:

Cómo sólo son permitidos ciertos valores energéticos específicos (designados por n = 1, 2, 3, 4…) para los electrones en los átomos, de la misma manera el número de electrones en cada órbita también debe estar limitado, es decir, debe tener un máximo. Este máximo es igual a 2n². De esta forma, el nivel energético con n = 1 tendrá una población máxima de dos electrones >2 (1)² = 2@; el segundo nivel >2(2)² = 8@; el tercero >2(3)² = 18@; el cuarto >2(4)² = 32@, y así sucesivamente.

Imaginemos la construcción sucesiva de los átomos mediante la adición de electrones alrededor del núcleo: para tener un átomo neutro, debemos poner en órbita tantos electrones como protones existan en el núcleo, y cada electrón ingresa en el nivel energético de menor energía que esté disponible o vacío. En el caso hidrógeno con z = 1¹⁴ ,el electrón solitario ingresa en el nivel n = 1; el helio con z = 2 también acomoda sus electrones en el nivel 1; pero en el caso del litio, con tres electrones, el tercer electrón ingresaría en el nivel 2, dado que el n = ya está lleno.

La siguiente tabla presenta una lista de los 18 primeros elementos en relación con el aumento de su número atómico.

Tabla 3.

¹⁴ Representa la carga nuclear o el número de protones de un átomo.

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

Na

O

Be

H He

H1 He2 n = 1 Be4

n = 2

n = 3

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

Aportaciones y limitaciones del Modelo de Bohr

“ESPECTROS DE EMISIÓN”

Objetivo

Observar los espectros de emisión de algunas sustancias, mediante experimentos donde se manifiesten estas características, para que los utilicen en el conocimiento de la estructura de la materia.

Cuestionario de conceptos antecedentes

a) ¿Cuál es la naturaleza de la luz?

b) ¿Por qué las sustancias emiten luz al calentarlas?

c) ¿A qué se le llama espectro?

d) ¿Qué es el espectro electromagnético ?

e) ¿Por qué se dice que los espectros de líneas son como las huellas dactilares?

Experimento I

Objetivo

Observar los espectros de emisión de algunas sales, para reconocer que la espectroscopía es un método de identificación cualitativo.

Hipótesis

¿Por qué algunas sustancias al ser calentadas producen una luminiscencia?

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancia*

• 1 Mechero Bunsen ☞ 20 ml Ácido clorhidrico
• 1 Espectroscopio de rendija ☞ 0.5 g Cloruro de sodio
• 1 Portacaja con alambre ☞ 0.5 g Cloruro de litio
  • 1 Vaso de 100 ml ☞ 0.5 g Cloruro de potasio
    • 0.5 g Cloruro de bario
    • 0.5 g Cloruro de cobre
    • 0.5 g Cloruro de estroncio

* Las cantidades a usar son aproximadas

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo en el laboratorio y la indicada para el uso del mechero.

¿Cómo hacerlo?

Toma por medio de la porta-asa, un poco de cada una de las sustancias y colócala a la flama del mechero:

Cloruro de estroncio Cloruro de litio Cloruro de potasio Cloruro de bario Cloruro de cobre Cloruro de sodio Observa la coloración de la flama en forma directa y luego por el espectroscopio.

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

Figura 45. Experimentación a la flama espectroscópica.

Registro de observaciones

Anota tus observaciones en el siguiente cuadro:

Experimento II

Objetivo

Observar la producción de los espectros ópticos para reconocer a la espectroscopía como un método de obtención.

Hipótesis

¿Qué sucede si a un gas se le hace pasar corriente de alto voltaje?

¿Qué necesitas?

• 1 Bobina Tesla
• 1 Espectroscopio
• 1 Soporte Universal
• 1 Pinza de tres dedos con nuez
• Tubo de descarga de diferentes gases

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo en el laboratorio.

Cuando uses aparatos eléctricos toma los cuidados necesarios, la bobina Tesla debes usarla por periodos de 20 segundos y no debes tocar el electrodo.

¿Cómo hacerlo?

Monta el tubo de descarga de hidrógeno en el soporte universal, por medio de las pinzas, acerca la bobina Tesla a uno de los extremos: observa la luz producida; primero de manera directa y después con el espectroscopio. repite la operación con los otros tubos de descarga.

Registro de observaciones

Anota tus observaciones en el siguiente cuadro.

Cuestionario de reflexión

1. ¿Por qué cada sustancia emite luz diferente?
2. ¿Qué le ocurre a la luz cuando pasa a través del prisma del espectroscopio?
3. ¿Cuál es la diferencia entre el espectro de la luz solar y los observados ?
4. ¿Qué se necesita, en cada caso, para que la sustancia emita luz?
5. ¿Cómo apoyan estos experimentos al estudio de la estructura atómica?

Conclusiones

De acuerdo al cuestionario de reflexión, contrasta tus hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones.

c) Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld.

¿Qué características tiene la órbita propuesta por Bohr?.

¿Qué es el número cuántico principal?.

No debe sorprendernos que el éxito de la teoría de Bohr en la explicación del espectro de hidrógeno no se repitiera en la de otros elementos dado que ésta sólo es exacta en un sistema atómico compuesto de un electrón y el núcleo. Por ello fracasó aun con el sencillo átomo de helio, que tiene dos electrones y un núcleo.

Arnold Sommerfeld razonaba que si el átomo es homólogo al sistema, el electrón debe girar no sólo en círculos, como el modelo de Bohr, sino también en elipses, con la particularidad de que el núcleo debe hallarse en uno de los focos de éstas. Sommerfield trabajó en un nuevo modelo que suponía la existencia de un segundo número entero, el número cuántico secundario, cuyos valores enteros iban de l = 0, 1, 2… n -1, es decir, el número de elipses admisibles no supera el número cuántico principal n que numera los estados estacionarios.

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

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

abla 5. Valores de l y m y el número de órbitas para cada subnivel

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

Aportaciones y limitaciones del modelo de Bohr-Sommerfeld

–

Propuso órbitas elípticas, además de circulares, lo que implica la existencia de subniveles de energía.

–

No obstante que nuevas teorías desplazaron al modelo de Bohr y Sommerfeld, la existencia de niveles cuantizados de energía y de los números cuánticos n, l y m no se ha modificado. Lo que sí cambió en las teorías actuales es la concepción de que el electrón es un corpúsculo que viaja en una trayectoria bien definida.

-Aun cuando la visión actual es mucho más compleja, lo que nos interesa en este curso es explicar cómo las propiedades de los átomos tienen que ver con los niveles y subniveles que ocupan sus electrones más externos, y para ello nos bastará el modelo de Bohr y Sommerfeld.

2.2.4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Si algún valor puede adjudicarse a las teorías de la estructura ello debe comprender el de ser capaces de explicar las diferencias de reactividad de diversos elementos y también el por qué de las propiedades físicas y químicas de los elementos, así como la forma en que se repiten en la tabla periódica. La periodicidad de los elementos descarta en forma definitiva a la masa o al número atómico como factores determinantes de la reactividad química, por lo que los núcleos atómicos no son los responsables de la conducta química de los elementos. Debemos buscar la explicación en la arquitectura configuracional de los electrones externos a fin de saber por qué los elementos actúan como lo hacen.

Al pasar de un elemento a otro en la tabla periódica, el número atómico y la carga nuclear aumentan en una unidad. Para conservar la electroneutralidad de los átomos, este progresivo incremento de la carga nuclear debe acompañarse de un aumento simultáneo en el número de los electrones circundantes. En consecuencia, al pasar del hidrógeno con z = 1 al laurencio con z = 103, el número de electrones alrededor del núcleo debe incrementarse progresivamente de uno en uno, desde un electrón para el hidrógeno hasta el valor de 103 para el laurencio. En virtud de que estos electrones ocupan la estructura externa de los átomos, deben disponerse en los niveles y subniveles de energía, cada uno de los cuales contiene un número máximo de electrones, como ya se estudió en temas anteriores.

¿Cuál es el sucesivo acomodo de cada electrón en la arquitectura del átomo?.

No todos los electrones de un átomo se ubican a la misma distancia del núcleo como lo establecieron Bohr y Sommerfeld, sino que se encuentran en niveles y subniveles de energía. A los niveles de energía (n) se les asigna un número comenzando por n = 1, para el nivel más cercano al núcleo, y así sucesivamente hasta llegar al nivel n = 7, para los elementos conocidos. (Teóricamente el número de niveles es infinito).

Si el electrón de un átomo se ubica en el nivel de energía (n = 6), ¿se

podría afirmar que dicho electrón cuenta con mayor energía que si estuviera

en n=1?.

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

1 < 2 < 3 < 4 < 5 < 6 < 7

Como se observa en la tabla 6, el número de electrones para cada uno de los niveles es limitado, los cuales se pueden calcular con la fórmula 2n².

Tabla 6. Número máximo de electrones que pueden existir en cada subnivel y en cada uno de los primeros cuatro niveles.

Los principales niveles de energía tienen subniveles u orbitales que se identifican con las letras s, p, d, f, en el orden siguiente:

s <p <d <f

Asimismo, la población de un nivel y de un subnivel está limitada a 2n². Un subnivel s puede acomodar como máximo dos electrones; un subnivel p sólo seis electrones; un subnivel d 10 electrones, y un subnivel f 14 electrones, que corresponden al doble del número de diferentes valores del número cuántico magnético 2 (2l + 1) = m.

Los electrones en los átomos polielectrónicos se distribuyen de acuerdo con la energía de cada subnivel, de manera que los electrones ocupan primero los subniveles de menor energía de acuerdo con el principio de construcción progresiva, como se observa en la figura 47.

La configuración del átomo con z electrones se obtiene al añadir un electrón más a la configuración del átomo con z – 1 electrones, colocando el último de acuerdo con el orden especificado en este esquema.

En la distribución de la población electrónica en niveles y subniveles se designa un número que indica el nivel de energía, una letra que indica el subnivel y un índice que indica el número de electrones; por ejemplo:

cinco electrones

El número máximo de electrones que en el primer nivel de energía es de dos, se localiza en el subnivel s, y se les designa como 1s², el subnivel s del segundo nivel de energía (n = 2) se identifica con 2s, el tercer nivel como 3s y, así, sucesivamente. Por otra parte, el segundo nivel de energía, con un máximo de dos electrones en s y seis en p, se identifica con 2s²2p⁶.

El número de electrones presente en el átomo de un elemento es igual a su número atómico y para establecer su configuración electrónica, la suma de los exponentes debe ser igual a su número atómico.

Para comprender lo anterior, a continuación se describen las configuraciones electrónicas de algunos elementos:

Elemento Configuración electrónica

He2 1 s² Li3 1 s² 2s¹ C6 1 s² 2s² 2p² F9 1 s² 2s² 2p⁵ Fe26 1 s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

De acuerdo con el ejemplo anterior elabora la configuración electrónica del siguiente listado de elementos. Para llevar a cabo esta actividad te recomendamos tener presente el número atómico de cada elemento, la tabla 5 y la figura 32 (principio de construcción progresiva).

Elemento Configuración electrónica

Como habrás notado, la secuencia que se presenta hasta el subnivel 3p es la que se espera, conforme el aumento de energía, tanto de niveles como de subniveles, sin embargo, después de haberse llenado el subnivel 3 p, con los del 3d, antes de que los electrones entraran al subnivel 4s; mas como no se tiene este orden de llenado porque el subnivel 4s tiene menor energía que el 3d; en consecuencia, debido a que los subniveles se llenan de acuerdo con la energía creciente, los últimos electrones del escandio al zinc se acomodarán primero en el 4s y después den el 3d.

a) Espín

Samuel Goudsmit propuso un cuarto número cuántico (ms) que describe las dos formas en que un electrón puede orientarse con respecto de un campo magnético. Se puede considerar que un electrón rota alrededor de su propio eje, ya sea en el sentido de las manecillas del reloj (-1/2) o en el sentido opuesto en relación con el campo (+1/2); a esta rotación o giro se le conoce con el nombre de espin electrónico.

La ubicación de los electrones en los átomos se puede describir en función de los cuatro números cuánticos: n, 1, m y ms. Sin embargo, cabe hacer mención que no pueden existir dos electrones en un mismo átomo con sus cuatro números cuánticos iguales.

Otro enunciado es el principio de exclusión de Pauling, llamado así en honor de Wolfgang Pauli (1900-1958), el cual postula que si dos electrones de un átomo ocupan un mismo subnivel entonces deben tener diferentes valores de ms; por ejemplo, en un átomo de helio dos electrones ocupan el subnivel 1s del estado normal; éstos tienen espines opuestos, y se dice que están apareados; luego entonces, sus números cuánticos son:

n l m ms

1 0 0 + ½

1 0 0 – ½ n = 1

Si dos electrones del átomo de helio tuvieran espines iguales, estarían sin aparear.

Al tener un subnivel del átomo diferentes orientaciones, los electrones se distribuyen en éstas de manera que los espines queden paralelos. Este concepto se conoce como regla de Hund, y significa que cada orientación se ocupa primero por un electrón y después se forman parejas.

Para comprender lo anterior a continuación se describe la configuración electrónica vectorial de un átomo de nitrógeno:

N7 = 1s 2s 2px 2py 2pz

n=1 n = 2

En los subniveles 1s y 2s se encuentran apareados sus electrones porque sólo tienen una orientación en el espacio, pero el subnivel 2p tiene tres orientaciones en el espacio y al ubicar los electrones éstos tienen espines paralelos.

Los siguientes ejemplos muestran la aplicación de la regla de Hund y del principio de construcción:

H1 ___ 1s

Li3 ___ ___ 1s 2s

1s 2s 1s 2s 2px 2py 2pz

____ ____ ____ ____ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz

Desarrolla la configuración electrónica vectorial de los siguientes elementos, recuerda que debes tomar en cuenta el principio de construcción progresiva y la regla de Hund.

ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

b) Configuraciones electrónicas y la tabla periódica.

¿Cuáles son las partes que conforman la tabla periódica de los elementos químicos?

La tabla periódica es un instrumento por medio del cual se conoce y comprende el comportamiento químico de los elementos, así como el de los innumerables compuestos que éstos integran. Está formada por siete periodos y 18 grupos, dividida en cuatro bloques de elementos, s, p, d y f, dependiendo del subnivel donde se localice el electrón diferencial (figura 48).

*Cabe hacer notar que el Helio (He2) corresponde al bloque s, por lo tanto se ubica en el subnivel 1s al igual que el hidrógeno (H1)

Los elementos que forman los bloques s y p se llaman representativos. Éstos constituyen los grupos 1, 2 y 13 al 18, además tienen colocado su electrón diferencial en el subnivel s ó p, según sea el caso; por ejemplo:

Li3 (1s² 2s¹ ) N7 (1s² 2s² 2p³)

El conjunto de elementos con un electrón diferencial situado en el subnivel d forma los grupos del 3 al 12 y se denomina de transición; por ejemplo:

Sc21 (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹)

Los elementos del bloque f tienen su electrón diferencial colocado en el subnivel f y reciben el nombre de tierras raras o de transición interna; por ejemplo:

Pr59 ( 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f³ )

La siguiente tabla periódica muestra como se forman los bloques de elementos de acuerdo con la configuración electrónica de su electrón diferencial (figura 49).

A partir del siguiente listado de números atómicos, realiza en tu cuaderno, lo que se te pide:

x Menciona a qué elemento se refiere.

x Desarrolla su configuración electrónica y vectorial.

x Posteriormente, menciona en qué subnivel se ubica el (los) último (s) electrón(es)

x Indica si el elemento corresponde al conjunto de elementos: representativos, de transición o de tierras raras.

x Señala los niveles de energía que se encuentran en cada una de las configuraciones electrónicas vectoriales (consulta la tabla 6).

x El estudio del comportamiento de las partículas cargadas en los tubos de rayos catódicos permitió el descubrimiento de las tres partículas subatómicas básicas que conforman el átomo: electrón, protón y neutrón.

x Los modelos atómicos evolucionaron gracias a los experimentos realizados: tubos de rayos catódicos, bombardeo con partículas alfa a una lámina de oro, espectroscopia de líneas y fenómenos nucleares.

x De un modelo atómico sin estructura e indivisible (de Dalton) se pasó a uno con carácter eléctrico constituido por una esfera eléctrica positiva en la que se encuentran los electrones, propuesto por Thomson.

x Con Rutherford aparece el núcleo, que concentra la mayor parte de la masa del átomo y toda la carga positiva.

x A Bohr se debe el descubrimiento de por qué un electrón no se precipita al núcleo o no emite radiaciones al estar girando alrededor éste. Con él aparece el primer número cuántico llamado n (nivel).

Cabe hacer notar que el modelo atómico de Bohr sólo funciona para el átomo de hidrógeno (un protón y un electrón)

x Sommerfeld propuso que existían órbitas circulares y órbitas elípticas de diferentes tamaños, excentricidades y orientaciones, a partir del segundo nivel. A él se deben el segundo y el tercer número cuántico: l y m.

x En un átomo la cantidad de protones es igual al número atómico y la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones; la suma de protones y neutrones es igual al número de masa; los electrones están distribuidos en niveles de energía principales y en subniveles, para los cuales existe una cantidad máxima de electrones; el orden de ocupación de los niveles y subniveles de energía puede predecirse mediante el principio de construcción progresiva.

x La configuración electrónica es el conjunto de electrones que hay en cada subnivel de energía y que ubica a todos los electrones dentro de un átomo; aquélla constituye la base que permite comprender y predecir muchas propiedades de los elementos.

2.3 FENÓMENOS NUCLEARES

2.3.1. ISÓTOPOS

El hombre siempre ha vivido a merced de las radiaciones y seguirá viviendo con ellas.Éstas se encuentran en el agua que se bebe, proveniente del uranio y el radio; la leche contiene potasio -40; los vinos añejados contienen tritio y el cuerpo humano produce aproximadamente 400 000 desintegraciones radiactivas por minuto.

El incremento en los fuentes de radiación artificial en las plantas nucleares y en la experimentación de bombas atómicas, así como el manejo irracional de los residuos radiactivos, amén de las pruebas atómicas en la atmósfera y en el subsuelo; y los errores en el diseño y operación de los reactores, puede ocasionar efectos nocivos en el hombre si se rebasan los límites permitidos. Pese a ello, el hombre moderno tiene necesidades de alimentos, ropa, habitación, salud, transportación, etc., se requiere de energía para obtenerlos, por lo cual, bajo la amenaza de que las reservas de petróleo y gas natural se agoten algún día, ha buscado la energía nuclear como la más importante opción para solucionar dicho problema, a pesar de que conlleve gran peligro para la humanidad y la naturaleza.

Las ventajas y desventajas de la energía nuclear son múltiples, lo que representa un dilema que debe resolverse con madurez, evitando gastos innecesarios en las áreas bélicas y canalizando los recursos hacia la batalla contra las enfermedades, el hambre y las condiciones infrahumanas de vida.

En toda reacción química que se ha estudiado en los fascículos anteriores, los elementos han mantenido su identidad, sean reactivos o productos. En éste, estudiaremos el llamado fenómeno nuclear, que implica cambios en el núcleo de los elementos. A continuación se mencionan algunas características que diferencian los cambios químicos de los cambios nucleares.

Cambio químico. No produce nuevos elementos puesto que normalmente intervienen los electrones externos, la energía liberada o absorbida es pequeña y la velocidad de reacción depende de factores externos, tales como concentración, temperatura, etcétera.

Cambio nuclear. Algunos elementos pueden convertirse en otros, intervienen las partículas interiores del núcleo, absorben o liberan una gran cantidad de energía y la velocidad es independiente de la concentración, temperatura presión, etcétera.

Pero, ¿qué significa el término de isótopo?.

Este término se emplea para referirse a los “átomos del mismo elemento que tiene diferente número de neutrones en el núcleo”.¹⁵

Por ejemplo: C12 ó C14; O15, O16 u O17

Tomado de Garritz, A y Chamizol, J. Química. Addison-Wesley Iberoamericana, 1994, USA. pp. 95.

a) Isótopos y sus aplicaciones.

Los isótopos tienen numerosas aplicaciones prácticas por sus velocidades de desintegración conocidas o simplemente porque emiten continuamente radiación, entre las cuales están:

Determinación de la edad de restos fósiles. La edad de productos de origen orgánico se puede estimar con los núcleos de carbono -14, el cual se incorpora a los seres vivos mientras viven (cuando fallecen ya no lo incorporan). Por lo tanto, la actividad del carbono -14 es una medida del tiempo que ha pasado desde su muerte.

El carbono-14 es útil de 500 a 50 000 años. Para determinar la fecha de objetos más antiguos se utiliza el potasio, que es útil de 10 000 a 1 300 000 000 años, y el renio-187, que puede determinar desde 40 millones de años a la edad del universo.

Medicina. El sodio-24 se utiliza para seguir el recorrido de la sangre y localizar obstrucciones del sistema circulatorio, en tanto el plutonio-238 puede convertirse en energía eléctrica para hacer funcionar un marcapasos.

Estudio de las reacciones químicas. Con el uso del tritio, carbono-14, oxígeno-18, sodio-24, fósforo-32 y azufre-35 y de contadores de Geiger se puede seguir la trayectoria de los átomos radiactivos a través de todos los pasos intermedios de un metabolismo o de la obtención de un producto. Asimismo, se estudian muchos procesos químicos y bioquímicos tanto en matraces como en plantas y animales. También se pueden usar isótopos no radiactivos como deuterio, carbono-13, oxígeno-17, etcétera.

Esterilización. Se irradia a los machos con rayos gamma, los cuales alteran sus células reproductivas y se les esteriliza.

Conservación de alimentos. La irradiación de algunos alimentos retrasa la germinación y permite almacenarlos durante largos periodos.

Aplicaciones industriales. Se utilizan isótopos para medir el espesor del metal o papel, la cantidad de flujo de un gas o un líquido; para determinar las fugas de tuberías, el desgaste o estado físico de equipo de edificios; para obtener nuevos elementos, producción de energía eléctrica, etcétera.

2.3.2 NEUTRÓN

La tercera subpartícula estable había pasado inadvertida hasta que Rutherford predijo su existencia en 1920. Walter Bothe observó, en 1930, la primera evidencia de ésta. En 1932 James Chadwick repitió el trabajo de Bothe y observó partículas de gran energía sin carga, esencialmente de la misma masa del protón, que en la actualidad se conocen como neutrones.

¿Por qué se presenta la radiactividad?.

Uno de los factores relacionados con la estabilidad nuclear es la relación favorable neutrones-protones. Para los elementos ligeros esta estabilidad se presenta en los núcleos con una relación cercana a un protón por cada neutrón. Según aumenta el número de protones, se necesita mayor número de neutrones para que los núcleos sean estables porque con ello se reduce la repulsión entre protones.

Los elementos inestables se transforman en estables por medio de cambios nucleares, que son la esencia de la radiactividad. Los elementos que presentan una estabilidad especial¹⁶ son:

4 16 40 88 208

He, O, Ca, Sr y Pb

2 820 38 82

En este sentido, las radiaciones más comunes que se emiten desde el núcleo de los isótopos radiactivos son: las partículas alfa, las partículas beta, y los rayos gamma.

Sin embargo, un isótopo radiactivo no emite simultáneamente partículas alfa y beta, sino que por lo general, los rayos gamma se emiten con las partículas alfa o beta, debido a los ajustes de energía interna del núcleo del átomo.

Tabla 7. Principales propiedades de las radiaciones nucleares.

Vida Media

Una muestra de material radiactivo, no importa su tamaño, siempre presenta rapidez de decaimiento constante. El tiempo en el cual la mitad de los átomos radiactivos iniciales se transforman se conoce como tiempo de vida media, que es característico de cada núcleo; por ejemplo el radón-219 es un emisor alfa que emite la mitad del total de partículas alfa en cuatro segundos.

Si se tiene un gramo de radón-19, después de cuatro segundos sólo quedan 0.5 gramos, pues la mitad del material se ha transformado en polonio.215; después de ocho segundo habrá 0.25 g, y después de 12 segundos habrá 0.125 g. No es posible decir cuando se desintegra un cierto átomo, pero sí podemos predecir el tiempo que requerirá para que se desintegre la mitad de un gran número de ellos.

En este tema el subíndice será utilizado para indicar el número de neutrones de un elemento.

2.3.3 ENERGÍA DE AMARRE

¿Por qué se libera gran cantidad de energía en los cambios nucleares?.

La respuesta la dio Einstein: se trata de un fenómeno de transformación de masa en energía.

Uno de los grandes hallazgos del siglo XX es el hecho de que las masas de los átomos son siempre inferiores a la suma de las masas, de los protones y neutrones individuales que los forman. Por ejemplo, la masa calculada para los dos protones y dos neutrones del helio es 4.03298 y la determinada experimentalmente es de 4.002603; la pérdida de masa es de 0.030377. Einstein demostró que esta pérdida de masa no implica que desaparezca, sino que se transforma en energía de acuerdo con su ecuación.

E = m c^2.

De esta manera, los 0.030377 uma se convierte en 4.647681 x 10^-13 joules. Esta cantidad puede parecer ridícula, pero debe tomarse en cuenta que se refiere a la formación de un solo átomo de helio. Cuando se formasen 4.002603 g de helio se liberaría una energía 6.02 x 10²³ veces mayor; casi 280 mil millones de joules, cantidad de energía suficiente para hacer hervir casi 100 toneladas de agua.

A la energía necesaria para romper un núcleo y convertirlo en sus nucleones aislados se le conoce como energía de amarre.

2.3.4 FISIÓN NUCLEAR

La fisión nuclear se define como el proceso mediante el cual un neutrón choca contra un núcleo pesado, dividiéndolo en dos o más núcleos ligeros (figura 50).

Durante este rompimiento se libera energía y a la vez, neutrones que tienden a chocar contra otros núcleos pesados, en el cual se repite el proceso de rompimiento, una y otra vez. Dicho fenómeno se conoce como reacción en cadena. Un ejemplo muy conocido por la mayoría es el que ocurre con un grupo de fichas de dominó acomodadas en forma de triángulos, cuyo extremo se golpea y acto seguido se observa una serie de impactos que derriban todas las fichas.

a) Reactor Nuclear.

¿Qué es un reactor nuclear?. ¿De qué partes se compone un reactor nuclear?.

La explosión de una bomba atómica es una reacción en cadena instantánea e incontrolable. En un reactor nuclear ocurre una reacción similar que puede controlarse de tal manera que una fusión produce únicamente una nueva fisión y no existe posibilidad de explosión porque los combustibles de un reactor nuclear no tienen la composición ni la distribución tan compacta de una bomba. Además, se emplean barras de control que se introducen y se sacan en los espacios situados entre las barras de combustible.

La principal diferencia que hay entre plantas termoeléctricas y reactores nucleares es que un reactor reemplaza el horno donde se quema carbón, petróleo o gas natural. Un reactor de fisión tiene cinco componentes principales: combustible, moderador, barras de control, sistema de refrigeración y escudo.

Figura 51. Diagrama esquemático de una central nuclear.

Combustible. Son barras de U3O8 con 0.7% de uranio-235.

Moderador. Frena a los neutrones; suele emplearse agua ligera, agua pesada

22

HOD O ) o grafito.

⁽12 ^o12

Barras de control. Controlan la reacción de fisión porque absorben los neutrones. El cadmio y el boro absorben bien los neutrones.

Sistema de refrigeración. En la práctica se necesitan dos sistemas de refrigeración: en uno, el moderador actúa como refrigerante del reactor, pues cuando se transfiere el calor generado por la fisión al generador de vapor, éste convierte el agua en vapor que va a las turbinas e impulsa al generador, para producir electricidad. Otro refrigerante necesita agua de río, de mar o agua reciclada; éste condensa el agua de la turbina y el condensado se recicla al generador de vapor.

Escudo. Todo el reactor está dentro de un recipiente de acero alojado en un muro de concreto con varios metros de espesor, lo cual evita que escapen los rayos gamma; una gruesa capa de fibras de madera absorben las radiaciones alfa y beta.

Aplicaciones de la fisión nuclear

• Aprovechamiento de la energía nuclear para fines militares.¹⁷
• Obtención de nuevos elementos químicos.
• Hallazgo de nuevas partículas nucleares.
• Comprensión sobre la forma en que se realizan las reacciones químicas.
• Nuevos métodos químicos para analizar muestras.
• Tratamiento de padecimientos y tumores cancerosos.
• Estudio de estructuras de equipo y edificios.
• Obtención de energía eléctrica.

2.3.5 FUSIÓN NUCLEAR

¿Sabías que tanto en el sol como en las estrellas se llevan a cabo el

proceso de fusión nuclear?.

¿Qué es la fusión nuclear?.

La bomba lanzada el 6 de agosto de 1945 durante la Segunda Guerra Mundial, tenía uranio-235 y la segunda, el 14 de agosto de este año tenía plutonio -no; 238. La pérdida de vidas humanas se ha calculado en 200 000. El poder explosivo de cada una de las bombas era de 0.02 megatones. Un megatón equivale a la energía liberada por un millón de toneladas de dinámita, y 50 kg de uranio 35 o plutonio 235 liberan esta misma cantidad de energía.

La fusión nuclear es entendida como un proceso por el cual dos núcleos ligeros se combinan o funden para producir un elemento más pesado, ejemplo de ello es la reacción que se efectúa en el sol ya que un núcleo de hidrógeno (1 H) se combina con otro núcleo de hidrógeno (1 H) para que a partir de esta combinación se obtenga una

1

gran cantidad de energía y un núcleo de helio(²₁H+ ₁ ⁴He+ ₀n+ 4.0 x 10¹¹

2

cal).

(Liberación³_H

1 _H Energía)

²1^H

Figura 52. Ilustración de una fusión nuclear

Para llevar a cabo una fusión de los isótopos del hidrógeno deben cumplirse tres condiciones:

1. Temperaturas elevadas de 100 000 000ºC.
2. Densidad elevada 10¹⁴ a 10¹⁶ partículas por centímetro cúbico.
3. Confinamiento de los isótopos de hidrógeno durante un segundo para que la reacción se mantenga por sí sola.

Hay dos procedimientos para desarrollar la fusión nuclear con el objetivo de producir electricidad:

1. Confinamiento magnético del hidrógeno.
2. Uso de los rayos láser o haces de electrones para unir los átomos de hidrógeno.

¿Qué diferencias existe(n) entre la(s) reaccion(es) de fisión?.

Las reacciones de fusión son la fuente de energía de las estrellas jóvenes como nuestro Sol. En los reactores Tokamak se han alcanzado temperaturas de 200 millones de grados celsius, una densidad de 10¹³ partículas por centímetro cúbico y un confinamiento de 0.05 segundos. Los científicos esperan que para el año 2000 a 2020 se construya una planta piloto que convierta en energía eléctrica la energía generada en la fusión, tal como se realiza en las plantas de fisión nuclear. Ahora bien, la primera reacción nuclear artificial de fusión la realizó Rutherford en 1919 al bombardear con partículas alfa una muestra de nitrógeno, de donde obtuvo oxígeno y un protón:

Las reacciones de fusión nuclear producen mayor cantidad de calor por unidad de masa que las reacciones de fisión.

La bomba de hidrógeno tiene los dos cambios nucleares: la energía calorífica que se necesita para llevar a cabo la reacción de fusión de hidrógeno se obtiene por medio de una explosión por fisión nuclear (bomba atómica), y la energía que se libera de una reacción de fusión nuclear (bomba de hidrógeno) se ha estimado que es casi 15 veces más que la liberada en una reacción de fisión nuclear.

La fusión nuclear podría utilizarse para producir energía eléctrica en lo futuro porque se cree que estas plantas producirían menos contaminación térmica, menos radiación nuclear y tendrían menor riesgo de accidentes nucleares que las plantas de fisión nuclear. Aún cuando las aguas naturales contienen deuterio en proporción de una parte por cada 7 000 partes de hidrógeno, se estima que, una vez desarrollado un proceso de fusión adecuado, se podrá suministrar al mundo el nivel actual de energía durante un billón de años con el deuterio y el hidrógeno que contienen los océanos.

Aplicación de la fusión nuclear

Ö Explica la fuente de energía de las estrellas. Ö Mediante ésta se explica la formación de los núcleos de los elementos por la fusión

nuclear en las estrellas.

Ö Permite el hallazgo de nuevas partículas nucleares.

Ö Permite el aprovechamiento de la energía nuclear para fines militares.

Figura 54. Diseño de una bomba atómica. Para unir las dos masas se requiere un explosivo convencional.

Tabla 8. Características de la fisión y la fusión.

Las reacciones nucleares difieren de las reacciones químicas por la circunstancia de que en ellas intervienen las partículas nucleares, en lugar de electrones externos, y pueden interconvertir materia y energía. El proceso de desintegración radiactiva suele emitir partículas alfa, beta y rayos gamma, de manera que los productos son más estables que el núcleo que se desintegra.

La relación protones-neutrones puede predecir si un elemento es radiactivo; la detección de las radiaciones se puede hacer mediante los métodos fotográficos, fluorescente, el contador Geiger y cámaras de niebla. La velocidad de desintegración de cualquier isótopo radiactivo depende de la naturaleza del elemento y no de las condiciones externas. Esta velocidad se expresa en forma cuantitativa por medio del término vida media, que es el tiempo necesario para que se desintegre la mitad de cualquier masa de un elemento radiactivo.

La suma calculada de la masa de los electrones, protones y neutrones de un átomo es siempre ligeramente mayor que la masa real de la totalidad del átomo. A la diferencia se le llama pérdida de masa, que de acuerdo con la Ley de equivalencia de la masa y la energía de Einstein es igual a la energía de amarre.

Fisión nuclear es la división de un núcleo atómico para formar dos o más fragmentos, en tanto fusión nuclear es la combinación de dos o más núcleos ligeros para formar un núcleo pesado. La bomba atómica (uranio-235) es un ejemplo de fisión y la reacción que ocurre en el Sol y la bomba de hidrógeno son ejemplos de fusión.

Entre las aplicaciones más importantes de los isótopos radiactivos están: la determinación de la edad de los fósiles, como trazadores en el estudio de los procesos químicos y biológicos, en el diagnóstico y tratamiento de enfermedades etcétera.

Uno de los aspectos más prometedores a largo plazo de la fusión nuclear del deuterio es la posibilidad de contar con energía ilimitada.

El siguiente esquema te presenta una síntesis de los conceptos más importantes de este capítulo.

SOMMERFIELD BLOQUES

SUBNIVELES

• MEDICINA
• REACCIONES QUÍMICAS
• FÓSILES

No. CUÁNTICO No. CUÁNTICO SECUNDARIO (I) MAGNÉTICO (m)

Después de haber revisado este esquema podrás realizar una síntesis de los conceptos más importantes del capítulo.

116

En este apartado podrás poner en práctica lo que has aprendido a lo largo del capítulo, por lo que te recomendamos realizar todo lo que se te pide.

I. Contesta las siguientes preguntas anotando en el paréntesis la letra de la opción que consideres correcta.

1. De acuerdo con Bohr, los electrones se encuentran en: ( )
2. a) Órbitas b) Regiones c) Niveles de energía
1. ¿Qué letras designan a los subniveles de energía? ( )

a) n, l, m, s b) s, p, d, f c) K, L, M, N

II. Anota en los renglones la respuesta que consideres correcta, o bien, las que consideres correctas.

1. ¿Cómo se determinaría si la luz de color de un rótulo de neón se debe a una mezcla de colores o a un solo color?
   1. Determina cuántos electrones:
   2. a) Puede ocupar el tercer nivel de energía (n = 3) ____________________________ b) Puede haber en el subnivel d del cuarto nivel de energía (n = 4) ______________ c) Puede haber en el segundo nivel de energía (n = 2) ________________________
2. Si el Galio tiene un número atómico de 31:

a) ¿Qué configuración electrónica tiene este elemento? _______________________ _ b) ¿Cuántos electrones tiene en el cuarto nivel de energía? ____________________

c) ¿Cuántos electrones d tiene este átomo? _________________________________

1. Escribe la configuración electrónica para cada uno de los siguientes elementos: a) Na11______________________________________________________________ b) Ca20______________________________________________________________ c) Zn30______________________________________________________________ d) La57______________________________________________________________
2. e) Ge32______________________________________________________________
1. ¿En qué grupo y periodo se encuentran los átomos con las siguientes configuraciones electrónicas?
   1. Escribe los símbolos de las siguientes partículas o rayos:
   2. a) Alfa ______________________________ b) Beta ________________ c) Gamma ___________________________ d) Protón _______________ e) Neutrón ___________________________
2. Menciona dos métodos de detección de radiaciones
3. Escribe un isótopo radiactivo que se utilice en: a) Investigación b) Agricultura c) Industria d) Medicina
4. Explica los siguientes procesos de un reactor nuclear cuya función es producir electricidad:

a) El funcionamiento de las varillas de carburo de boro: ________________________

b) La función de un moderador: __________________________________________

c) La forma de suspender la operación del reactor nuclear: ___________________

d) La forma en que se produce la electricidad: ______________________________

1. ¿Por qué no se construyen reactores nucleares basados en reacciones de fusión, en lugar de reacciones de fisión?____________________________________________
2. __________________________________________________________________ _________________________________________________________________
1. ¿Cuáles son las ventajas y desventajas de la fisión nuclear sobre la fusión nuclear?

Enseguida te presentamos las respuestas de las Actividades Integrales, verifica tus resultados y reflexiona sobre las respuestas.

1. (c) Niveles de energía
2. (b) s, p, d, f
3. Observando con un espectroscopio y comparándolo con el espectro de líneas de Neón
4. a) Máximo de 18 electrones b) Máximo de 10 electrones c) Máximo de 8 electrones
5. a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p¹ b) Tres electrones: dos en s y uno en p c) 10 electrones
6. a)1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

22_3d10

c) 1s² 2s 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s d) 1s² 2s² 2p⁶,3s² 3p⁶ 4s² ,3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹ e) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p

1. a) Grupo 13, periodo 2 b) Grupo 1, periodo 2 c) Grupo 2, periodo 3
2. a) ⁴₂ D, ⁴He b) _⁰₁E, e c)₀

0 0 _J

2 1

1 1

d) ₁p, ¹H e)₀n

1

1. Fotográfico, fluorescencia, cámaras de niebla y contadores de ionización de gases (Geiger-Müller).
2. a) Tritio, carbono-14, oxígeno-18, sodio-24, fósforo-32, etcétera. b) Cobalto-60, radio-228, etcétera c) Cobalto-60, americio-241, estroncio-90, curio-249, etcétera. d) Sodio-24, plutonio-238, tecnecio-99, talio-201, yodo-131, etcétera.
   1. a) Absorben neutrones. b) Aminora la velocidad de los neutrones. c) Mediante las varillas de control en el fondo del reactor. d) El vapor que se produce en el reactor nuclear pasa a una turbina, la cual mueve
   2. el generador que produce energía eléctrica.
3. Porque todavía no se logra cumplir los tres requisitos para que se efectúe una reacción de fusión que son: temperatura y densidad elevadas y confinamiento suficiente para que la reacción se mantenga por sí sola.
4. Los reactores de fisión nuclear ya se usan en la actualidad, pero no existe todavía la tecnología para obtener los reactores de fusión nuclear.

Las reacciones de fisión nuclear producen mayor contaminación que las reacciones de fusión nuclear.

Las fuentes de materia prima para la fisión son caras y para la fusión son a bajo costo.

Dentro de este fascículo observaste que la…

CUANTIFICACIÓN DE LOS CAMBIOS NUCLEARES COMPUESTOS

COMPONENTES

CAMBIOS DEL ÁTOMO

NUCLEARESLEYES

TEORÍA PONDERALES

ATÓMICA

PRINCIPALES MODELOS ATÓMICOS

MODELO ATÓMICO DE BOHR

RUTERFORD como FISIÓN FUSIÓN los de

BOHR

ASPECTOS CUANTITATIVOS

usado para

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Estas actividades han sido diseñadas para que pongas en práctica los conocimientos que has adquirido a lo largo del fascículo, por lo que te recomendamos que las lleves a cabo.

1. Menciona cuáles son las leyes ponderables y la(s) característica(s) de cada una de
2. ¿Qué diferencia(s) hay entre la masa fórmula y la masa molecular?

3. Explica cuál es la relación carga -electrones que existe en un cuerpo.

1. ¿Qué entiendes por radiación?
2. Explica en qué consiste la fisión y la fusión

Fisión:

Fusión:

6. Determina el porcentaje de Uranio (U) presente en el compuesto U3 O8, el cual se utiliza como combustible en una central nuclear, y cuya masa atómica es de 833 umas:

En este apartado podrás identificar los aciertos y/o errores que tuviste en las Actividades de Consolidación. Para poder cumplir con este objetivo te proporcionamos las respuestas y procedimientos que debiste haber considerado.

1. Ley Características

x Conservación de la masa Esta ley postula que la materia no se crea ni se destruye, sino que sólo se transforma, ejemplo de ello es cuando se mezclan 10 g de sal en en 100 g de agua, donde se tiene como resultado una solución de 110 g.

x Pesos y Equivalentes En este caso, los pesos de las sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustancia son equivalentes entre sí.

x Proporciones Constantes Los elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertas proporciones constantes, como por ejemplo 103 g de carbonato de cobre, que equivalen a 53 g de (Cu), 40 g de Oxígeno

( O ) y 10 g de carbono (C).

x Proporciones Múltiples Cuando dos elementos se combinan para formar más de los compuestos, los diferentes pesos de uno que se combina con un peso determinado de otro, guardando una relación de números enteros,como es CO2 bióxido de carbono

o CO monóxido de carbono.

2. – Masa Molecular: es la suma de los átomos.

-Masa Fórmula: son los pesos atómicos de los compuestos.

1. Los cuerpos adquieren cargas positivas cuando pierden electrones y carga negativa cuando ganan electrones.
2. Radiación: es un fenómeno que se presenta en los elementos con propiedad de emitir radiaciones debido a los electrones.
3. Fisión: Es el choque de un neutrón con un núcleo pesado, dividiéndose en dos o más núcleos.
4. Fusión: Proceso por el cual se combinan o funden dos núcleos ligeros.

U = 235 x 3 = 705 % Uranio = 705 x 100 = 833 O = 16 x 8 = 128 por tanto PM = 833 umas % Oxígeno = 128 x 100 = 833

Acelerador lineal. Dispositivo utilizado para acelerar partículas cargadas a través de una línea recta.

Ácido. Sustancia de sabor agrio, que concentrada provoca quemaduras y cambia el color de los extractos de ciertos vegetales, los cuales son llamados indicadores.

Agua Pesada. Agua que contiene deuterio, un isótopo pesado del hidrógeno, ² H.

1

Ánodo. Es el electrodo positivo de un tubo de rayos catódicos. Átomo. Partícula más pequeña de la que está compuesta toda materia. Barras de control. Barras de material como cadmio o aceros obrados que actúan como

absorbedores de neutrones (no sólo moderadores) y se utilizan en los reactores

nucleares para controlar los flujos de neutrones y, por lo tanto, las velocidades de fisión. Base. También llamada álcalis, es una sustancia de sabor amargo que cambia el color de los indicadores de manera opuesta al producido por los ácidos.

Cámara de niebla. Equipo con el que se observan las trayectorias de las partículas alfa cuando las moléculas de vapor se condensan sobre ellas y forman rastros de niebla.

Cátodo. Electrodo negativo de un tubo de rayos catódicos. Ciclotrón. Aparato en el que se aceleran partículas cargadas a través de un eje en espiral.

Configuración electrónica. Distribución específica de los electrones en los orbitales de átomos o iones.

Contador de centelleo. Equipo utilizado para la detección de la radiactividad. Defecto de masa. Diferencia que existe entre la suma de la masa de todas las partículas subatomícas individuales que forman un átomo y la masa real de dicho átomo. Cantidad de materia transformada en energía al construir un átomo a partir de sus partículas constitutivas.

Degenerado. De la misma energía. Diamagnetismo. Repulsión débil por un campo magnético.

Electrón. Partícula subatómica con una masa de 0 00055 uma y una carga de 1-.

Energía termonuclear. Energía de las reacciones nucleares de fusión.

Energía de unión nuclear. Energía equivalente al defecto de masa. Energía liberada al formar un átomo a partir de partículas subatómicas. Espectrómetro de masas. Instrumento que mide la relación de masa/carga de

partículas cargadas.

Estado excitado. Cualquier estado de un átomo o molécula distinto del estado fundamental. Estado fundamental. Estado más estable o de menor energía de un átomo o molécula. Fenolftaleína. Extracto que se emplea para identificar si una sustancia es ácido o base,

de acuerdo con el color que adquiere, por lo que se dice que es un indicador ácidobase.

Fisión nuclear. La ruptura de un núcleo pesado para formar dos núcleos más ligeros. Fluorescencia. Absorción por una sustancia de una radiación de elevada energía con la subsiguiente emisión de luz visible.

Fotón. “Paquete” de luz de radiación electromagnética. También se le denomina cuanto

de luz. Frecuencia. Intervalo de tiempo necesario para que pasen por un mismo punto dos crestas (o dos valles) de una onda.

Fusión nuclear. Combinación de dos núcleos ligeros para producir uno pesado. Grupo. Columna vertical de la tabla periódica. También se le llama familia. Isótopos. Dos o más formas de átomos de un mismo elemento. Átomos con el mismo

número de protones, pero de diferente número de neutrones. Línea espectral. Cualquiera de las líneas correspondientes a longitudes de onda

definidas, que aparecen en un espectro atómico de emisión o absorción. Representan la diferencia energética que hay entre dos niveles energéticos. Longitud de onda. Distancia entre dos crestas (o dos valles) consecutivas de una onda. Masa. Cantidad de materia que posee un cuerpo. Masa crítica. La mínima masa de un núclido fisionable particular, en un volumen

determinado, necesaria para sustentar una reacción nuclear en cadena.

Moderador. Sustancia (hidrógeno, deuterio, oxígeno o parafina) capaz de disminuir la

velocidad de los neutrones por colisiones. Molécula. Partícula producida por la asociación química de varios átomos y que puede existir estable en estado libre. En la época de Dalton se utilizaban como sinónimos los términos átomo y molécula. André Marie Ampere (1775-1836) empezó a utilizar los términos átomos y molécula en su sentido moderno.

Neutrón. Partícula subatómica neutra con una masa de 1.0087 uma. Neutrón lento. Neutrón rápido que ha sido frenado por colisión con un moderador. Neutrón rápido. Neutrón expulsado de una reacción nuclear con una gran energía

cinética.

Núcleo. Es el centro pequeño, denso y cargado positivamente de un átomo. Contiene protones, neutrones y otras partículas subatómicas. Nucleones. Partículas contenidas en los núcleos. Núclidos. Las diferentes formas atómicas de todos los elementos, a diferencia de

“isótopos”, que se refieren solamente a las diferentes formas atómicas de un elemento simple. Núclído hijo. Núcleo que se produce en una desintegración nuclear.

Núclido madre. Núcleo que experimenta la desintegración nuclear. Número atómico. Número de protones del núcleo. Número entero que identifica a cada elemento.

Partícula alfa ( α ). Núcleo de helio.

Partícula beta ( β ). Electrón emitido por un núcleo cuando un neutrón se desintegra en un protón y un electrón. Periodo. Fila horizontal de la tabla periódica. Plasma. Estado físico de la materia que existe a temperaturas elevadísimas y en el cual

todas las moléculas están disociadas y casi todos los átomos ionizados. Principio de construcción progresiva. La configuración electrónica de cualquier átomo se puede construir mediante el agregado sucesivo de un protón en el núcleo y un

electrón en los orbitales al átomo de hidrógeno hasta completar el número atómico del elemento por construir. Protón. Partícula subatómica con una masa de 1.0073 uma y una carga de 1 + que se

encuentra en los núcleos atómicos.

Quantum: Cantidad mínima de energía que puede emitirse, propagarse y absorverse.

Radiación. Partículas o rayos de elevada energía emitidos en los procesos de desintegración radiactiva. Radiactividad. Desintegración espontánea de núcleos atómicos. Radioisótopo. Isótopo radiactivo de un elemento. Radionúclido. Núclido radiactivo. Rayo gamma. Radiación electromagnética de elevada energía. Rayo catódico. Haz de electrones que van del electrodo negativo al positivo, en un tubo

de rayos catódicos.

Reacción en cadena. Reacción que una vez iniciada se mantiene y expande por sí misma. Reacción nuclear. Implica cambios en la composición del núcleo y puede emitir y

absorber enormes cantidades de energía.

Reactor generador. Reactor nuclear que produce más material fisionable del que consume. Reactor nuclear. Sistema en el cual las reacciones de fisión controladas generan

energía calorífica a gran escala que luego se convierte en energía eléctrica. Regla de Hund. Se aplica cuando los electrones se agregan a orbitales de la misma

energía (degenerados) lo deben hacer entrando un electrón en cada orbital, antes de que ocurra el apareamiento. Trazador radiactivo. Pequeña cantidad de un radioisótopo que reemplaza a un isótopo

no radiactivo de un elemento compuesto cuyo curso quiere seguirse (por ejemplo, a través del cuerpo) y cuyos productos de descomposición pueden detectarse por su radiactividad; también llamado marcador radiactivo.

Transmutación artificial. Reacción nuclear inducida artificialmente por bombardeo de

un núcleo con partículas subatómicas o núcleos pequeños. Vida media de un radionúclido. Es el tiempo requerido para que la mitad de una muestra dada experimente desintegración radiactiva.

AGUILAR, A., J. Flores, J.: Una Ojeada a la Materia. Colección “La ciencia desde

México”, núm. 3, Fondo de cultura Económica, México, 1986. ASIMOV, I.: Breve Historia de la Química. Alianza Editorial, España. 1984. CHAMIZO, J. A.: El Maestro de lo Infinitamente Pequeño. Pangea, México 1992. CRUZ, Diana, Andoni Garritz y José A. Chamizo: Estructura Atómica “Un enfoque

Químico”. Addison-Wesley Iberoamericana, 1a. ed., 1986. GARCÍA, H. El Investigador del Fuego. Pangea, México, 1991. GARRITZ, A., y J: A. Chamizo. Química. COSNET, 1988. HEIN, Morris: Química. Iberoamericana, 1992. KEENAN, Ch. W., Kleinfelter, D.C. y Wood, J. H.: Química General Universitaria.

CECSA, México, 1986. MILLER, G. H. y Augustine, Frederick B.: Química Elemental. Harla,México 1977. RUSELL, J. B.: Química General. McGraw Hill, Colombia, 1985. SEESE, William S. y G William Daub.: Química. 5a. ed., Prentice-Hall, 1989. SMOOT, R.C., J. Price: Química. Un Curso Moderno. CECSA, 1979. WHITTEN, K.W. y K.D. Gailey: Química General. 1a. edición, Interamericana, 1987.

a) Ca20

b) S16

c) Ag47

1.1.3 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

Algunas propiedades medibles de los átomos muestra una variación periódica en el número atómico, características que se van describiendo mediante la variación de propiedades como el radio atómico, la energía de ionización y la electronegatividad (cabe hacer mención que existen más propiedades), que nos ayudarán a explicar el comportamiento de los elementos químicos.

a) Radio atómico

Hablar del tamaño de un átomo es bastante impreciso, puesto que la nube electrónica que rodea al núcleo no posee un límite definido ya que se desvanece gradualmente. Además, no es posible separar, estudiar y medir un átomo aislado; sin embargo, la distancia del enlace entre los núcleos de dos átomos que se encuentran unidos entre sí se pueden medir de varias maneras. De estas distancias de enlaces se derivan los radios atómicos.

El tamaño efectivo de un átomo puede variar según el enlace y el tipo de átomo con el que se encuentran unido; estas variaciones son muy pequeñas. En términos generales se puede considerar que el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales unidas entre sí.

Figura 2. Partiendo de la idea de que el átomo tiene una forma esférica el radio atómico sería de esta manera.

¿Cómo varía el radio atómico en un período?

En general, los radios atómicos de los elementos dentro de un periodo disminuyen al aumentar la carga nuclear (figura 3), disminución que se da porque en la medida en que aumenta la carga positiva en el núcleo se ejerce una fuerza de atracción mayor sobre los electrones, haciendo que el átomo sea más pequeño. Por lo tanto, el tamaño de los átomos se hacen progresivamente menor de izquierda a derecha dentro de cada periodo.^*

^* Nota. Recuerda que los átomos del tercer periodo van llenando los subniveles 3s y 3p, o sea que sus electrones externos son todos de un nivel n = 3. Así, conforme la carga nuclear se incrementa (hacia la derecha del periodo), el tamaño atómico desminuye puesto que los electrones son atraídos con mayor fuerza hacia el núcleo.

Dependiendo de los elementos que intervengan en una mezcla o en un compuesto se puede saber si se esta llevando a cabo un enlace iónico o un enlace metálico, en el primer caso encontramos que ocurre cuando un metal reacciona con uno no metal, dándose como resultado una red de cristales, los cuales tienen punto de fusión y de ebullición elevado cuando son sólidos; enlaces metálicos, éstos se identifican cuando se presenta de manera líquida o acuosa son buenos conductores. En lo que se refiere a los enlaces metálicos, estos se identifican cuando uno o mas metales se unen, los cuales tienen la propiedad de ser buenos conductores de calor, presentan brillo, etcétera.

“ENLACES IÓNICOS Y METÁLICOS” (OBLIGATORIA).

Objetivo

Identificar algunas propiedades en metales y compuestos iónicos de manera experimental para relacionarlos con el tipo de enlace que presentan.

Cuestionario de conceptos antecedentes

1) ¿Cuál es el concepto de enlace químico? ___________________________________

2) ¿Cómo se forma el enlace iónico? ________________________________________

3) ¿Cómo se forma el enlace metálico? ______________________________________

4) ¿Cuáles son las características de los compuestos que presentan enlace iónico?

5) ¿Cuáles son las propiedades derivadas del enlace metálico? ___________________

Experimento I Objetivo

Determinar la conductividad de algunas sustancias para relacionarlas con el enlace que

presentan.

¿Qué necesitas?

Materiales

• 1 circuito eléctrico con socket y foco
• 4 vasos para precipitado de 100 ml
• 1 probeta de 50 mL

Prevención y seguridad

Sustancias

• 2 g de cloruro de sodio
• 2 g de bromuro de sodio
• 2 g de yoduro de potasio
• 1 lámina de cobre
• 1 lámina de zinc
• 1 lámina de aluminio
• 1 lámina de plomo
• 1 lámina de niquel
• 1 lámina de hierro
• 200 mL de agua destilada.

La indicada para trabajar con un circuito eléctrico y con material de vidrio.

¿Cómo hacerlo?

Instala el circuito eléctrico y comprueba su funcionamiento.

Numera los vasos de precipitado de 1 al 4 y coloca en ellos las sustancias como se indica en la figura 7.

Figura 7. Soluciones iónicas para la conductividad eléctrica.

Introduce los electrodos del circuito en el vaso 1 cuidando que no se junten, observa que pasa al foco y regístralo. Saca los electrodos del vaso y enjuágalos.

Repite el procedimiento con los vasos 2 al 4. Coloca un electrodo del circuito eléctrico en un extremo de la lámina de cobre y el otro electrodo en el otro extremo. Observa que pasa al foco y regístralo en al tabla anexa.

Repite el procedimiento con las otras láminas.

Hipótesis

Una vez que haz revisado el procedimiento elabora una hipótesis, haciendo énfasis en la relación de la conductividad de las sustancia y el tipo de enlace que se presenta.

Registro de observaciones

Anota tus observaciones en la siguiente tabla.

Experimento II

Determinar la solubilidad de algunas sales para relacionarla con el tipo de enlace que presentan.

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancias

• 9 tubos de ensaye 10 x 100 mm ☞ 1.5 g de cloruro de sodio
• 1 gradilla ☞ 1.5 g de bromuro de sodio
  • 3 probeta de 10 mL ☞ 1.5 g de yoduro de potasio
    • 15 mL de agua
    • 15 mL de tetracloruro de carbono
    • 15 mL de etanol

Prevención y seguridad

La indicada para trabajar con material de vidrio.

Tetracloruro de carbono.- Líquido incoloro muy volátil e inflamable, irrita los ojos, se absorbe por la piel, muy tóxico al ingerirse, su inhalación provoca dolor de cabeza, confusión, depresión, náuseas y vómito

Etanol líquido.- Líquido incoloro, muy volátil, inflamable, de olor agradable, poco tóxico por ingestión.

¿Cómo hacerlo?

Numera los tubos del 1 al 9 y coloca en cada una 0.5 g de las siguientes sustancias. Tubos 1, 4 y 7 0.5 g de cloruro de sodio

2, 5 y 8 0.5 g de bromuro de sodio 3, 4 y 9 0.5 g de yoduro de potasio

Agrega. 5 mL de agua a los tubos 1, 2 y 3 5 mL de tetracloruro de carbono a los tubos 4, 5 y 6 5 mL de etanol a los tubos 7, 8 y 9

Agita suavemente cada uno de los tubos y observa si se disolvió el sólido, regístralo

Precaución

Recuerda que el tetracloruro de carbono es muy tóxico evita su inhalación y su contacto, si sufres alguna salpicadura o derrame llama inmediatamente a tu asesor o al conductor de laboratorio.

Hipótesis

Elabora una hipótesis en relación a la solubilidad y al tipo de enlace que presentan las sustancias.

Registro de observaciones

Registra la solubilidad observada en cada uno de los tubos en la siguiente tabla utilizando el código.

M: muy soluble R: poco soluble N: nada soluble

Cuestionario de reflexión

1) ¿Qué tipo de enlaces presenta el agua? ____________________________________

2) ¿Cómo es la polaridad de la molécula del agua? _____________________________

3) ¿Qué tipo de enlaces presenta el tetracloruro de carbono? ____________________ 4) ¿Cómo es la polaridad de la molécula de tetracloruro de carbono? _______________

5) ¿Qué tipo de enlaces presenta el etanol? ___________________________________

6) ¿Cómo es la polaridad de la molécula del etanol? ____________________________

7) ¿Qué tipo de enlace presentan el cloruro de sodio, el bromuro de sodio y el yoduro de potasio?___________________________________________________________

Conclusión

A partir de los resultados obtenidos ¿qué puedes concluir sobre los tipos de enlaces?

En este esquema podrás identificar los conceptos más importantes y la secuencia con la que se desarrolló el capítulo, lo cual te permitirá hacer una síntesis del mismo.

ENLACE IÓNICO Y METÁLICO

consta de

ENLACE QUÍMICO TIPOS DE ENLACE

ELECTRONES DE VALENCIA

REGLA DEL OCTETO

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE

IÓNICOS ELECTROVALENTE

METÁLICOS

ENERGÍA DE IONIZACIÓN FÍSICAS QUÍMICAS

Estas actividades tienen como finalidad que apliques los conocimientos adquiridos con el estudio de este capítulo.

Lee con atención las siguientes preguntas y marca con una “x” la opción que consideres correcta.

1. La electronegatividad se define como la capacidad que tiene un elemento de:

a) Ceder electrones en los enlaces. b) Atraer electrones en un enlace. c) Atraer neutrones. d) Atraer protones.

1. ¿En cuál de los siguientes compuestos se presenta enlace iónico?

a) NH3 b) LiF c) Cl2 d) O2

1. De los siguientes conceptos ¿cuál no es una propiedad periódica?
2. a) Energía de ionización. b) Afinidad electrónica. c) Electronegatividad. d) Valencia.
1. Los compuestos con enlace iónico:
2. a) En estado sólido conducen la corriente eléctrica. b) Tienen bajos puntos de fusión y ebullición. c) Forman moléculas bien definidas. d) Forman redes iónicas.
1. Una característica del enlace metálico es tener electrones:
2. a) Deslocalizados. b) Compartidos. c) Apareados. d) Libres.
1. En una sal como el fluoruro de potasio (KF) podemos suponer (dada la gran diferencia de electronegatividad entre el potasio y el flúor) que se encuentra presente un enlace:
2. a) Electrovalente. b) Covalente. c) Metálico.
1. Los iones con carga eléctrica negativa se llaman:
2. a) Cationes. b) Cátodos. c) Aniones.d) Ánodos.
1. Los átomos se reúnen compartiendo, cediendo o ganando electrones para completar el último nivel con un número de electrones igual a:
2. a) 6. b) 8. c) 18. d) 32.
1. Cuando un compuesto presenta un elevado punto de fusión, se debe a que tiene enlaces:

a) De hidrógeno. b) Covalentes. c) Iónicos.

10.Una sustancia que sólo conduce la corriente eléctrica cuando está fundida o en solución presenta enlaces:

a) Covalentes. b) Metálicos. c) Iónicos.

11.Conforme a la teoría de Pauling, el flúor tiene una electronegatividad de 4.0 y el francio de 0.7. ¿Qué tipo de enlace formarán estos elementos?

a) Covalente. b) Metálico. c) Iónico.

12.Los compuestos unidos por enlace metálico se caracterizan por ser:

a) Malos conductores del calor. b) Poco dúctiles. c) Maleables. d) Solubles.

1.8 2.1 2.5 3.0 K Ca Sc Ti V Cr Mn FeCo Ni CuZnGaGe AsSe Br

0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8

2.0 2.4 2.8 Rb Sr Y Zr NbMo Tc RuRhPdAgCdIn SnSb Te I

0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9

2.1 2.5 Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt AuHg TI PbBiPo At

0.7 0.9 1.1-1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0