lunes, 26 de abril de 2010

TABLA PERIODICA ACTUAL

FICHA TECNICA

PRACTICAS DE LABORATORIO

TEMA: TABLA PERIODICA CONFIGURACION ELECTRONICA




I. TABLA PERIODICA:



MATERIAL:




- Información y tablas



PROCEDIMIENTO:



Grupo 1 : Identifique quienes tienen la misma configuración electrónica EXTERNA

Grupo 2. : Identifique quienes tienen la misma configuración electrónica EXTERNA DIFERENTE.

Grupo 3. Qué significa los valores: s, p, d y f.

Grupo 4. Identifique y denomine los elementos que se encuentran en el centro de la tabla, en dos series de 10 elementos.

Grupo 3. Identifique los elementos de carácter METALICO

Grupo 4: Identifique los elementos de carácter NO METALICO




FUNDAMENTO :
En las tablas ubique los elementos químicos, características y propiedades

-ANALISIS TEORICO
“ En la Tabla Periódica , los elementos están ordenados en grupos y periodos.


II. CONFIGURACION ELECTRONICA DE MINERALES QUE PRODUCE AREQUIPA, ( último nivel de energía).( Reconozca el Kernel del átomo)

Grupo 1, ORO Grupo 2, PLATA Grupo 3, COBRE G, 4 ZINC
Grupo 1, PLOMO 2, ANTIMONIO.

MATERIAL :
Objeto de estudio

PROCEDIMIENTO :

.Realice las simulaciones en material entregado.
DIAGRAMA DE MOELLER :
Se trata de una regla mnemotécnica para conocer el orden de llenado de los orbitales :
1 s
2 s 2 p
3 s 3 p 3 d
4 s 4 p 4 d 4f
5 s 5 p 5 d 5 f
6 s 6 p 6 d
7 s 7 p


FUNDAMENTO:

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS : Aquellos en los que el último electrón ha entrado en un subnivel “s” o en un subnivel “p”.

ELEMENTOS DE TRANSICION : Aquellos en los que su último electrón ha entrado en un subnivel “d”.

ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA, TIERRAS RARAS : Aquellos en los que el último electrón ha entrado en un subnivel “f”.
Si el electrón ha entrado en 4 f, se trata de un LANTANIDO.
Si el electrón ha entrado en 5 f, se trata de un ACTINIDO.

EXPONGA SUS RESULTADOS
PRESENTE SUS RESULTADOS

sábado, 17 de abril de 2010

ISOTOPOS MODELOS ATOMICOS








FICHA TECNICA

PRACTICAS DE LABORATORIO

TEMA: MODELOS ATOMICOS e ISOTOPOS

II. MODELOS ATOMICOS:
Grupo 1, John Daltón (Spin de los electrones) Grupo 2, Joseph _Thomson Grupo 3, Rutherford G, 4 Bohr , Efecto Zeeman. .
MATERIAL
Objeto de estudio

PROCEDIMIENTO
.Realice las simulaciones de los modelos atómicos propuestos.
Identifique el modelo e explique













II. ISOTOPOS
MATERIAL:
- Información
PROCEDIMIENTO
Grupo 1 : El Silicio natural tiene la siguiente distribución isotópica 92,28% de 28Si con masa 27,9776 uma, 4,67% de 29Si con masa 28,9733 uma y 3,05%, 30Si con masa 29,9735 uma. Hallar el peso atómico del Silicio.
Peso atómico; Σx1 . M1

Grupo 2. El Magnesio posee tres isótopos estables. Para dos de ellos las masas atómicas son 23,98 y 24,98 , mientras que sus abundancias son 79,60 y 10,11% respectivamente. Hallar la masa atómica del tercer isótopo. Mg26 0,1129
Grupo 3. Cuál es el número de electrones, protones y neutrones en un átomo de oro de masa atómica 197.
Grupo 3. La notación 14 31Si, significa que el átomo de Silicio tiene (p= protones, n= neutrones).
a) 31p, 14n c) 14p, 17n, b) 14p, 31n d) 17p, 14n
Grupo 4. Cuantas veces más pesado es el protón que el electrón
Mo (protón) = 1,6725 x 10 –-24 g
Mo (electrón) = 9,1095 x 10--28 g
FUNDAMENTO

-ANALISIS TEORICO

“ Son átomos de un mismo elemento que tiene igual número atómico, diferente número de masa.

SIMULACION,
EXPONGA SUS RESULTADOS EN 5 MINUTOS
PRESENTE SUS RESULTADOS





MODELOS ATÓMICOS
Introducción.
Cada sustancia del universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y hasta las estrellas más lejanas, están enteramente formada por pequeñas partículas llamadas átomos.
Son tan pequeñas que no son posible fotografiarlas. Para hacernos una idea de su tamaño, un punto de esta línea puede contener dos mil millones de átomos.
Estas pequeñas partículas son estudiadas por la química, ciencia que surgió en la edad media y que estudia la materia.
Pero si nos adentramos en la materia nos damos cuenta de que está formada por átomos. Para comprender estos átomos a lo largo de la historia diferentes científicos han enunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender la complejidad de estas partículas. Estas teorías significan el asentamiento de la química moderna.
Como ya hemos dicho antes la química surgió en la edad media, lo que quiere decir que ya se conocía el átomo pero no del todo, así durante el renacimiento esta ciencia evoluciona.
Posteriormente a fines del siglo XVIII se descubren un gran número de elementos, pero este no es el avance más notable ya que este reside cuando Lavoisier da una interpretación correcta al fenómeno de la combustión.
Ya en el siglo XIX se establecen diferentes leyes de la combinación y con la clasificación periódica de los elementos (1871) se potencia el estudio de la constitución de los átomos.
Actualmente su objetivo es cooperar a la interpretación de la composición, propiedades, estructura y transformaciones del universo, pero para hacer todo esto hemos de empezar de lo más simple y eso son los átomos, que hoy conocemos gracias a esas teorías enunciadas a lo largo de la historia. Estas teorías que tanto significan para la química es lo que vamos a estudiar en las próximas hojas de este trabajo.
Modelo atómico de John Dalton, publicada entre los años 1.808 y 1.810

John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:
1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).
Para Dalton los átomos eran esferas macizas. representación de distintos átomos según Dalton:
¡ Oxígeno
¤ Hidrógeno
Å Azufre
ã Cobre
l Carbono
Representación de un cambio químico, según Dalton:
¡ + ¤ ð ¡ ¤
Esto quería decir que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo o molécula de agua.
La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.
Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones.
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros sencillos.
A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.
De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada que no se pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a manipular la caja (moverla en distintas direcciones, escuchar el ruido, pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con nuestra experiencia. Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.
Modelo atómico de J. J. Thomson , publicada entre los años 1.898 y 1.904
Joseph Thomson (1.856-1.940) partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento presentó algunas hipótesis en 1898 y 1.904, intentando justificar dos hechos:
La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.
Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.
Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa aparecía asociada con la carga positiva (dada la poca masa del electrón en comparación con la de los átomos) y suponiendo que había un cierto número de electrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa de carga positiva (como una especie de pastel o calabaza en la que los electrones estuviesen incrustados como si fueran trocitos de fruta o pepitas).
Fue un primer modelo realmente atómico, referido a la constitución de los átomos, pero muy limitado y pronto fue sustituido por otros.
Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.
J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.
Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético.
Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.
El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.
Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones.
Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida.
Modelo atómico de Rutherford, publicada en el 1.911
Ernst Rutherford (1.871-1.937) identifico en 1.898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el urania a las que llamo a las que llamó alfa (a) y beta (b) . Poco después Paul Villard identifico un tercer tipo de radiaciones a las que llamo gamma (n). Rutherford discípulo de Thomson y sucesos de su cátedra, junto con sus discípulos Hans Geiger (1.882-1.945) y Gregor Marsden (1.890-1956), centraron sus investigaciones en las características de las radiactividad, diseñando su famosa experiencia de bombardear láminas delgadas de distintas sustancias, utilizando como proyectiles las partículas alfa (a) .
Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.
La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc.
La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.
El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.
Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.
En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.
El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde.
Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Lord Rutherford propuso en el 1.911 este modelo de átomo:
1. El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.
2. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo.
3. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
4. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces menor)
Modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno, propuesto en 1.913
A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba dos graves inconvenientes:
1. Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales, una partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía electromagnética.
2. Según el enunciado anterior los espectros atómicos debería ser continuos, ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por líneas de una frecuencia determinada.
El físico danés Niels Bohr (1.885-1.962), premio Nobel de Física en 1.922 presento en 1.913 el primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la energía. Supero las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. No hay ninguna razón, decidio Bohr, para esperar que los electrones en los átomos radien eenergía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional. Igualmente los espectros atómicos de absorción y emisión de lineas eran indicativos de que los átomos, y más concretamente los electrones, eran capaces de absorver o emitir cuantos de energía en determinadas condiciones
La teoría de los cuantos de Planck la aporto a Bohr dos ideas:
c. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de energía (están cuantizados)
d. Sólo se emite radiacción cuando el oscilador pasa de un estado cuantizado a otro de mayor energía.
Bohr aplicó estas ideas al átomo de hidrógeno y enuncio los tres postulados siguientes:
5. En el átomo de hidrógeno el movimiento del electrón alrededor del núcleo está restingido a un número discreto de orbitas circulares (primer postulado) .
6. El momento angular del eléctrón en una órbita está cuantizado; es un número entero de h/2pi, siendo h la constante de Planck (segundo postulado).
7. El electrón no radia energía mientras permanece en una de las órbitas permitidas, teniendo en cada órbita una energía característica constante. Cuando el electrón cae de un estado de energía superior a otro de energía inferior, se emite una cantidad de energía definida en forma de un fotón de radiación (tercer postulado).
Niels Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
Este modelo implicaba los siguientes postulados:
1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.
2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.
Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900.
La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradicación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores.
Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia.
Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.
Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.
¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia ? Veamos la respuesta:
En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.
La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre.
Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos.
El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.
Propiedades del Átomo de Bohr.
Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen características similares.
Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.
Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.
Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27kg.).
Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores.
Sin negar el considerable avance que suposo la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía aplicarse a atómos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que prácticamente coincidian con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los númerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas aldededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de uh eléctrón (átomos polielectrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar enlaces químicos.
La tercera partícula fundamental: el neutrón descubierta por James Chadwick en 1.932
El descubrimiento de esta tercera partícula fundamental no fue descubierta hasta el 1.932 por el físico inglés James Chadwick, la dificultad de su descubrimiento debía a que ésta partícula carecía de carga eléctrica. Su descubrimiento resolvió el problemas de la radiación alfa y una mejora del modelo atómico de Rutherford, que quedó completado en los siguientes términos:
1. Los átomos constan de núcleos muy pequeños y sumamente densos, rodeados de una nube de electrones a distancias relativamente grandes de los núcleos.
2. Todos los núcleos contienen protones.
3. los núcleos de todos los átomos, con excepción de la forma más común de hidrógeno, también contienen neutrones.
Insuficiencias de los modelos propuestos
1. Cuantización de la energía. Hipótesis de Planck, publicada en 1.900.
Para explicar la radiación del cuerpo negro el físico alemán Max Planck (1.858-1.947), en 1900 propuso que cada una de las partículas que constituyen la materia se comportan como osciladores armónicos de frecuencia de oscilación dada; pero se aparta de las leyes de la Física clásica.
Planck establece que la energía que emite o absorbe un átomo está formada por pequeños paquetes o cuantos de energía. La energía de cada uno de los cuantos que emite o absorbe el átomo viene dada por la expresión
E = h . f
Ya que la energía del átomo que se comporta como un oscilador puede aumentar o disminuir sólo en cantidades enteras h.v, diremos que la energía de la radiación es discontinua y esta cuantizada en la forma
E = n.h.f
Estos cuantos o fotones de energía radiante son tan pequeños que la luz que nos parece continua de manera análoga a lo que ocurre con la materia, pero realmente ambas son discontinuas.
1. Espectros atómicos.
Se comprueba experimentalmente que los átomos son capaces de emitir radiación electromagnética o absorberla al ser estimulados mediante calentamiento o radiación, respectivamente, pero solo en algunas frecuencias . Estas frecuencias de emisión o absorción determinan una serie de líneas que recogidas en un diagrama reciben el nombre de espectro de emisión o de absorción del átomo correspondiente. Se trata en todos los casos de espectros discontinuos.
Es preciso señalar que cada elemento químico excitado emite siempre unas rayas de frecuencia característica que, por tanto, sirven para identificarlo. Esta propiedad se manifiesta de la misma manera ya sea con ele elemento puro o combinado con otros, por lo que se trata de una técnica de análisis básica en la identificación atómica.
2. Efecto fotoeléctrico, explicado en el 1.905
La Teoría de Planck no fue en absoluto bien acogida hasta que, en 1.905, Albert Einstein la aplicó a la resolución de un fenómeno inexplicable hasta entonces: El efecto fotoeléctrico. Se conoce con este nombre a emisión de electrones (fotoelectrones) por las superficies metálicas cuando se iluminan con luz de frecuencia adecuada. En los metales alcalinos el efecto se presenta ya con luz visible, en los demás metales con luz ultravioleta.
El estudio cuantitativo del efecto fotoeléctrico ha conducido a las siguientes conclusiones:
Para cada metal existe una frecuencia mínima (frecuencia umbral) por debajo de la cual no se produce el efecto fotoeléctrico, independientemente de la intensidad de la radiación luminosa.
Si la frecuencia de la luz incidente es mayor que la frecuencia umbral, la intensidad de la corriente fotoeléctrica es proporcional a la intensidad de la radiación.
La emisión de electrones es prácticamente instantánea, a partir de la incidencia de la luz
La energía cinética de los electrones emitidos aumenta al hacerlo la frecuencia de la luz.

La teoría ondulatoria de la luz es incompatible con las observaciones experimentales relativas al efecto fotoeléctrico. En 1.905, Einstein explico el efecto fotoeléctrico aplicando a la luz las teorías de Planck sobre la radiación térmica: La luz se propaga por el espacio transportando la energía en cuantos de luz, llamados fotones, cuya energía viene dada por la ecuación de Planck:
E = h.f
En la explicación dada por Einstein, toda la energía de un fotón se transmite a un electrón de un metal, y cuando éste salta de la superficie metálica posee una energía cinética dada por:
h.f = Ec + We
We es la energía mínima que el electrón necesita para escapar de la superficie del metal. Se suele denominar trabajo de extracción
Energía del fotón = Energía cinética del electrón + Trabajo de extracción

El nacimiento de una nueva teoría
3. La mecánica cuántica moderna.
Podemos decir que la mecánica cuántica moderna surge hacia 1.925 como resultado del conjunto de trabajos realizados por Heisenberg, Schrödinger, Born, Dirac y otros, y es capaz de explicar de forma satisfactoria no sólo,la constitución atómica, sino otros fenómenos fisicoquímicos, además de predecir una serie de sucesos que posteriormente se comprobarán experimentalmente.
La mecánica cuántica se basa en la teoría de Planck, y tomo como punto de partida la dualidad onda-corpúsculo de Louis De Broglie y el principio de incertidumbre de Heisenberg.
4. Hipótesis de Louis De Broglie, publicada en 1.923.
La naturaleza de la luz no es fácilmente analizable a no ser que la consideremos de tipo ondulatorio a fin de explicar ciertos fenómenos (como reflexión, refracción, difracción, etc.) o de tipo corpuscular al pretender hacerlo con otros (como el efecto fotoeléctrico, etc), ¿es posible que las partículas tengan también propiedades de onda?.
En 1.924 Louis De Broglie extendio el carácter dual de la luz a los electrones, protones, neutrones, átomos y moléculas, y en general a todas las partículas materiales. Basandose en consideraciones relativostas y en la teoría cuántica pensó que si la luz se comportaba como onda y como partícula la materia debería poseer este carácter dual.
El movimiento de una partícula puede considerarse como el movimiento de un paquete de ondas, algo así como la superposición de varias ondas de longuitudes de onda poco diferentes, cuyas oscilaciones se intensifican al máximo en el punto del espacio ocupado popr la partícula. No hay nada de imaginario en estas ondas de materia, son tan reales como las ondas luminosas y las del sonido, aunque no sean observables en todos los casos, copmo ocurre con las ondas electromagnéticas, los aspectos ondulatorios y de partículas de los cuerpos en movimiento nunca se pueden observar al mismo tiempo.
En ciertas situaciones una partícula en movimiento presenta propiedades ondulatorias y en otras situaciones presenta propiedades de partícula
5. Principio de incertidumbre de Heisenberg, publicada en el 1.927
Uno de los aspectos más importantes de la mecánica cuantica es que no es posible determinar simultaneamente , de un modo preciso, la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Esta limitación se conoce con el nombre de principio de incertidumbre o de indeterminación de Heisenberg.
El principio de incertidumbre es una consecuencia de la dualidad onda-partícula de la radiacción y de la materia. Todos los objetos, independientemente de su tamaño, estan regidos por el principio de incertidumbre, lo que significa que su posición y movimiento se pueden expresar solamente como probabilidades, pero este principio sólo es significativo para dimensiones tan pequeñas como las que presentan las partículas elementales de la materia. Este principio carece de interés en mecánica clásica, ya que las magnitudes involucradas son muy grandes comparadas con el valor de la constante h.
6. Descripción del modelo mecano-cuántico del átomo. La ecuación de onda de Schrödinger2, publicada en 1.926
Basandose en la hipótesis de L. De Broglie y considerando que el movimiento del electrón es análogo a un sistema de ondas estacionarias, el físico austriaco Erwin Schrödinger propuso una ecuación de onda aplicabla al átomo de hidrógeno, designada por el simbolo y, llamada función de onda, es función de las coordenadas cartesianas x, y, z; E y V.
Esta ecuación es puramente teórica y debe su validez a que sus resultados y conclusiones coinciden plenamente con hechos probados experimentalmente. Resolviendo la ecuación Shrödinger obtuvo valores de E que estaban plenamente de acuerdo con los obtenidos experimentalmente.
ISOTOPOS

Los Isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número de protones y electrones (igual número atómico) pero diferente número de neutrones (difieren en su masa atómica).
Por ejemplo el Hidrógeno tiene 3 isótopos : el Protio , el deuterio y el tritio.
Protio Deuterio Tritio


Los 3 isótopos tienen un protón y un electrón, pero el protio no posee neutrones, el deuterio tiene 1 neutrón y el tritio tiene 2 neutrones. Obviamente el átomo más pesado es el tritio (masa=3 uma), pero también es el más inestable y por tanto el menos abundante.
El isótopo más abundante es el protio (99.97 % de abundancia) , eso se confirma al observar la masa atómica del Hidrógeno en la tabla periódica y comprobar que la masa es 1.00797 , es decir al promediar la masa atómica de los isótopos con respecto al % de abundancia, el que la masa sea próxima a 1 significa que el isótopo más abundante es el protio.
Por ejemplo El carbono tiene 3 isótopos diferentes, el C-12 , el C-13 y el C-14 , de los cuales el C-14 sólo se encuentra en trazas.Prácticamente la masa atómica representada en la tabla periódica se calcula de los isótopos C-12 y C-13 .
En la tabla periódica se tiene en la casilla del carbono, un átomo con Z = 6 y M = 12.01115, como se observa a continuación.
12.01115
6C
Carbono

Los isótopos más abundantes del Carbono tienen ambos 6 protones y 6 electrones, pero diferente número de neutrones, 7 y 6 respectivamente :

La masa atómica representada en la tabla periódica se calcula promediando los isótopos y considerando el porciento de abundancia en la naturaleza. El calculo se realiza de la siguiente forma.
El Carbono 12 existe en un 98.89 % y el Carbono 13 en 1.11 %.

La masa atómica calculada es muy parecida o igual a la masa atómica representada en la tabla periódica, basta observar la tabla atómica para saber cuál es el isótopo más abundante.
No todos los elementos de la tabla periódica tienen isótopos (existen alrededor de 20 elementos que no tienen isótopos, estos son: Be, F, Na, Al, P,Sc,Mn,As,Y,Nb,Rh,I,Cs,Pr,Tb,Ho,Tm,Au y Bi).
El número de isótopos de los átomos es variable, pueden ser 2,3, 4, 5 y a veces hasta más.
APLICACIONES

La irradiación de alimentos tiene actualmente dos vertientes principales de desarrollo; la reducción de las pérdidas de alimentos tras su recolección, y la mejora de la calidad sanitaria de los alimentos en general.
En cuanto a la reducción de pérdidas, pueden citarse los casos siguientes:
· la Irradiación de fruta fresca, para eliminar insectos (mosca de la fruta, sobre todo), que causan verdaderos estragos en más de un centenar de variedades de frutas durante su almacenamiento, a la vez que se retrasa también el proceso de maduración, prolongando su vida comercial útil;
· la destrucción de larvas en cereales, legumbres y semillas, que devoran, en su fase de gorgojo, grandes cantidades de las reservas almacenadas;
· la inhibición de la brotación en bulbos y tubérculos (patata, cebolla, ajo, etc.), que detiene el proceso germinativo espontáneo de estos productos.
En los países del Tercer Mundo se estima que se pierden entre el treinta y el cincuenta por ciento de los alimentos recolectados.
La otra vertiente tiende hacia el cumplimiento de especificaciones

sábado, 3 de abril de 2010

LEPTONES-HADRONES

CLASIFICACION DE PARTICULAS SUBATOMICAS

Las partículas subatómicas poseen un conjunto de propiedades intrinsecas como la carga, masa en reposo, spin, tipo de interacción (mediante una de las cuatro fuerzas naturales: electromagnética, débil, fuerte o gravitatoria) número bariónico, vida media, etc. Según estas propiedades se clasifican en dos grandes grupos leptones y hadrones

1. Leptones. Son partículas de masa ligera y de interacción débil. Entre ellos tenemos a:

1.1. Electrón (e -).Es una partícula muy estable (no decae en otras partículas); con spin igual a 9,l09>< size="1">31' kg ; carga relativa igual a »1.

1.2. Neutrino (v). Partícula mas ligera que el electrón; con masa en reposo cero y carga igual a cero, con spin igual I/2; se manifiesta en decaimiento beta (B y B*),

1.3. Muon (u). Es la mas pesada de la familia de leptones, con una masa en reposo igual a 200 veces mayor que el electrón con spin igual a l/2; decae en electrón y dos neutrinos, con una vida media de 2,2x 10 6 segundos. ‘

II. Hadrones. El termino hadron significa partícula de interacción fuerte: son partículas pesadas en comparación con los leptones; poseen interacciones electromagnética, débil y fuerte; están constituidos por ciertas partículas elementales llamadas quarks. Se agrupan en dos grandes familias bariones y mesones.

a. bariones, poseen spin fraccionario ( ½, 3/2, etc) y cada uno está formado por 3 quarks. Entre los bariones tenemos al protón, neutron, hiparon (lambda) hiperon

Un protón esta formado por 3 quarks (dos quarks up y 1 down )

Un neutrón esta formado por 3 quarks ( dos quarks down y 1 quark up )

Los quarks, son las partículas mas pequeñas, que constituyen la materia, son las partículas elementales de la materia.

Mesones, son los hadrones mas ligeros poseen spin entero (0, 1, 2 ).
ANEXOS :
II. Los leptones, Por el momento fijaremos nuestra atención en los leptones. El nombre proviene del griego "leptos" que significa pequeño. La primera partícula de este tipo que se encontró fue el electrón cuya masa, por ejemplo, es aprox. dos mil veces mas pequeña que el protón. A finales de los años treinta se descubrieron los rayos cósmicos (partículas muy energéticas que provienen del espacio extrerior) y con ellos evidencia de que existía una partícula muy similar al electrón, con la misma carga pero 200 veces más pesado, y que en unos cuantos microsegundos decaía en un electrón (mas dos neutrinos: el neutrino del muon y el antineutrino del electron... los "neutrinos" van a ser detallados mas adelante). A éste "electrón pesado" se le dio el nombre de muón. El tiempo que tarda una partícula antes de decaer y convertirse en otras es conocido como vida media. Entonces, sólo la vida media y la masa distinguen a un muón de un electrón. En 1975 se encontró el que parece ser el último de los leptones cargados, conocido como "tau" y que es 3600 veces más pesado que el electrón, con la misma carga y una vida media pequeñísima
El futuro
Hemos visto que la observación del Sol utilizando neutrinos motivó una extensión del modelo de partículas elementales. He aquí una aplicación de la cita hecha por Dalton de que ``descubrir no radica en ver cosas nuevas sino ver las cosas con nuevos ojos''. Tal parece que el problema de los neutrinos solares está resuelto, sin embargo aún hay mucho por hacer. El modelo estándar de partículas es un modelo exitoso. Quizá el más exitoso en la historia de la ciencia. Sin embargo al hacernos la pregunta de si son ``elementales'' las partículas de este modelo, aún la respuesta no es muy clara. No sabemos si los quarks poseen estructura interna y si pueden considerárseles entonces como partículas elementales. Los leptones hasta la fecha no han mostrado estructura interna; sin embargo, aún no es del todo claro cómo entra en el modelo una propiedad como la masa de los neutrinos y si esto permitirá alguna extensión de dicho modelo de tal forma que sea realmente fundamental.