LAS REACCIONES QUÍMICAS

TEMA 5 y 6: LAS REACCIONES QUÍMICAS.
5.1. ¿Qué es una reacción química?
- Teoría de las colisiones y teoría del estado de transición.
- Aspectos energéticos.
- Cinética química. Factores que influyen en la velocidad de reacción.
- Equilibrio químico.
5.2. La ecuación química.
- Ajuste por tanteo y por el método matemático.
5.3. Tipos de reacciones químicas.
5.4. Cálculos estequiométricos.
- Repaso conceptos 

5.1. ¿QUÉ ES UNA REACCIÓN QUÍMICA?

• Definición:

Se denomina reacción química a la transformación de unas sustancias (REACTIVOS) en otras diferentes (PRODUCTOS)  si se ponen en contacto en determinadas condiciones (de presión, temperatura, etc.).

A diferencia de los cambios físicos (cambios de estado, disolución),  en los cambios químicos se modifica la naturaleza de las sustancias,  es decir, cambian las fórmulas químicas. Los reactivos y productos tienen fórmula diferente.


A nivel molecular, en una reacción química se rompen unos enlaces (H-H y O-O) y se forman otros (H-O-H).

Hay reacciones químicas que van acompañadas de cambios muy notorios: explosiones, aparición de humo, desprendimiento de luz, formación/desaparición de un sólido, etc.

• La teoría de las colisiones:

Es una teoría basada en la teoría cinético-molecular. Afirma que una reacción química se produce como resultado del choque de dos o más moléculas de reactivo. Pero no todo los choques dan lugar a la reacción, solo los choques eficaces:
- Las moléculas que alcanzan una energía cinética suficiente para romper los enlaces de reactivos (energía de activación).
- Las moléculas que chocan con la orientación adecuada.

Tras los choques, los átomos libres se reorganizan formando las nuevas moléculas: los productos.

Ejemplo: Formación del ácido yodhídrico.

• La teoría del estado de transición:

Supone que tras los choques eficaces se forma un compuesto intermedio llamado COMPLEJO ACTIVADO o de transición: moléculas que han roto parte de sus enlaces iniciales y están formando otros nuevos.
La energía de activación es la energía necesaria para formar el complejo activado. Debido a su elevada energía, este complejo es muy inestable y se descompone inmediatamente originando los productos o regenerando los reactivos.

VIDEO: 

• Aspectos energéticos:

La rotura y formación de enlaces hacen que se produzca un intercambio de energía en forma de calor:

• Si en el proceso global de la reacción se desprende energía, la reacción se llama EXOTÉRMICA. Ejemplo: Reacciones de formación como la formación del agua.
• Sin embargo, si para que tenga lugar la transformación se necesita un aporte de energía (por ej., en forma de calor), la reacción se denomina ENDOTÉRMICA. Ejemplo: Reacciones de descomposición como la descomposición del  H₂O.

Reacción exotérmica

Reacción endotérmica

• Para trabajar con las reacciones químicas que tienen lugar a presión constante utilizamos una función de estado llamada ENTALPÍA. La variación de entalpía de una reacción química es igual al calor de reacción. Al ser una función de estado nos permite asegurar que el calor absorbido o cedido en una reacción no depende del proceso de la reacción, sino únicamente del estado inicial y final del sistema. El signo de la variación de entalpía nos permite determinar el carácter exotérmico o endotérmico de una reacción:  negativa, si el sistema pierde energía (cede calor al entorno); o positiva, si el sistema gana energía en forma de calor. Existen valores tabulados en condiciones estándar de presión y temperatura (1 atm y 25º C ó 298,16 K).  ∆H = Q_p
  
• Aplicando la ley de Hess o ley de la aditividad de los calores de reacción podemos calcular el calor absorbido o cedido sumando el puesto en juego en varias etapas. 

De esta parte de la Química se encarga la TERMODINÁMICA

• Cinética química. Factores que influyen en la velocidad:

La cinética química es la parte de la Química que trata la velocidad de las reacciones. Se denomina velocidad de una reacción a la rapidez con que los reactivos se transforman en productos. Se puede estudiar siguiendo la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien, la cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo.
Así hablamos de reacciones lentas como la oxidación de un trozo de hierro o rápidas como una combustión.

¿Cómo podríamos aumentar la velocidad de una reacción química? FACTORES:

• Aumentando la temperatura. A mayor energía de los reactivos mayor número de moléculas activadas y más fácilmente se romperán los enlaces pues habrá mayor número de choques eficaces.
• Aumentando la concentración de los reactivos. Se facilita que las partículas se encuentren y choquen entre sí. A mayor número de choques eficaces, mayor velocidad de reacción.
• Aumentando el grado de división. Si en una reacción interviene un sólido, se incremennta su superficie de contacto y la probabilidad de choques eficaces.
• Añadiendo catalizadores, Son sustancias que disminuyen la energía de activación. No intervienen en la reacción (no reaccionan) y se recuperan inalterados al final del proceso.
  
  

No obstante, a veces interesa ralentizar una reacción química, como ocurre en la conservación de los alimentos, en la oxidación de metales, etc. Para ello, reducimos la temperatura (frigorífico) o protegemos con una capa de pinturas. También existen catalizadores que disminuyen la velocidad de las reacciones químicas (inhibidores o catalizadores negativos).

• Equilibrio químico:

Cuando una reacción alcanza el EQUILIBRIO, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa. La relación de las concentraciones en el equilibrio es una constante que puede obtenerse a partir de la ecuación química ajustada.

Lo que ocurre al variar las condiciones de un sistema en equilibrio fue descrito en 1888 por el químico francés Le Chatelier. El principio de Le Chatelier dice que: "Una alteración de los factores (temperatura, presión, concentraciones) que intervienen en un equilibrio induce un ajuste del sistema para reducir el efecto de dicha alteración y establecer un nuevo equilibrio".

5.2. LA ECUACIÓN QUÍMICA

• ¿Qué es?

Una ecuación química es la representación escrita y abreviada del proceso de transformación al que describe cualitativa y cuantitativamente. 

A + B → C + D

Ejemplo: Neutralización ácido-base.

2 HCl (aq) + Ca(OH)₂ (aq) → CaCl₂ (aq) + 2 H₂O (l)

- A la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos, a la derecha las de los productos, y entre ambas, una flecha que indica la transformación y se lee "para dar". (Doble flecha indicaría proceso reversible).

- Delante de cada fórmula se escribe un número (coeficiente estequiométrico), que indica la proporción en moléculas o en moles en la que interviene esa sustancia en la reacción.

- Detrás de cada fórmula y entre paréntesis se suele  indicar el estado físico de las sustancias que intervienen: sólido (s), líquido (l), gaseoso (g) o en disolución acuosa (aq)

La reacción del ejemplo se lee: "2 moles de ácido clorhídrico en disolución acuosa reaccionan con 1 mol de hidróxido de calcio en disolución acuosa para dar 1 mol de cloruro de calcio en disolución acuosa y 2 moles de agua en estado líquido".

• La ley de la conservación de la masa de Lavoisier (1772): En una reacción química la materia ni se crea ni se destruye, solo se transforma. Masa total reactivos = Masa total productos.  En una reacción se conserva el número de átomos de cada elemento y la masa, solo cambian las sustancias. Por eso los reactivos y productos tienen fórmula distinta.

• El ajuste de las ecuaciones químicas:

Ajustar, equilibrar o balancear una ecuación química es encontrar los coeficientes estequiométricos de cada una de las sustancias de la reacción para que se cumpla que el número de cada elemento químico en los reactivos sea el mismo que en los productos.

Ejemplo de reacción ajustada, la ecuación de formación del amoniaco: N2(g) + 3 H₂(g) → 2NH₃ (g)

El ajuste de ecuaciones químicas sencillas se realiza "por tanteo" (ensayo-error), el de ecuaciones más complicadas por el "método algebraico o matemático". Este último nunca falla.

En el caso de las reacciones de combustión existe un orden para facilitar el ajuste: 1º C;, 2º H y,3º O

VIDEO: Ejemplo de ambos métodos

5.3. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS.

Existen distintos tipos de reacciones químicas, algunos ejemplos son:

a) Reacción de formación o de síntesis: la combinación de 2 o más sustancias (elementos o compuestos) para formar un solo compuesto.

A + B → C

Ejemplo: 4 Al (s) + 3O₂ (g) → 2Al₂O₃ (s)

b) Reacciones de descomposición: Una sustancia se descompone en otras más sencillas.

A → B + C

Ejemplo: 2 KClO₃ (s) → 2 KCl(s) + 3 O₂ (g) que se produce al calentar el clorato de potasio.

c) Reacciones de desplazamiento sencillo: un elemento químico reemplaza a otro similar menos reactivo.

AB + C → AC + B

Ejemplo: Mg (s) + CuSO₄ (ac) →MgSO₄ (ac) + Cu (s)

d) Reacción de doble desplazamiento químico: Los átomos o iones de reactivos intercambian su posición originando otros productos.

AB + CD → AD + CB

Un ejemplo son las reacciones de neutralización. Cuando reaccionan entre sí ácidos y bases para dar lugar, siempre,  a una sal y agua:   H₂SO₄ (aq) + 2 NaOH (aq) → Na₂SO₄(aq) + 2 H₂O (l) 

Escala de pH

Otro ejemplo de doble desplazamiento en el que el hidrógeno remplaza a la plata.

AgNO₃(aq) + HCl (ac) → HNO₃ (aq) + AgCl (s)

e) Reacciones de combustión: Son reacciones químicas en las que una sustancia llamada combustible (hidrocarburo formado por H y C), reacciona con otra, llamada corburente (normalmente el oxígeno del aire) desprendiéndose gran cantidad de energía y, siempre, dióxido de carbono y agua. La reacciones de combustión son un tipo de reacción de óxido-reducción. En las que uno de los reactivos se reduce y el otro se oxida.

.

Combustible (hidrocarburo*, madera, materia orgánica,...) + O₂ →  CO₂ + H₂O

*Ejemplos de hidrocarburos

Recuerda que el CO₂ es uno de los principales responsables del efecto invernadero (artificial) y está directamente implicado en el cambio climático. 

En el ajuste de estas reacciones por el método de tanteo se sigue el siguiente orden: 1º el carbono, 2º el hidrógeno y 3º el oxígeno para el final.

EJEMPLOS: Ajusta la combustión de la glucosa (C₆H₁₂O₆) y la combustión del gas butano (C₄H₁₀₎

5.4. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.

- Los cálculos que se refieren a las cantidades de sustancias que intervienen en una reacción química se denominan cálculos estequiométricos. El origen de la palabra ESTEQUIOMETRÍA es muy interesante.

La interpretación cuantitativa de una ecuación química nos permite calcula la masa o el volumen (en el caso de gases) de sustancias implicadas a partir de otras. Para poder realizar cálculos la ecuación química debe estar ajustada.

Pero, ¿qué conocimientos previos debo tener para realizar cálculos?
- Calcular a partir de las masas atómicas relativas la masa molecular relativa de las sustancias a partir de datos del problema o de la tabla periódica.
- Conocer la relación entre masa molecular relativa a masa molar.
- El concepto de mol y el número de Avogadro.
- Las condiciones normales de presión y temperatura para la IUPAC son 1 atm y 273 K ( 0º C). Un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L en c.n.
- La ecuación de Clapeyron o de estado de los gases ideales, me permite relacionar Volúmenes, moles y masas: pV = nRT.
- La molaridad de una disolución es una forma de expresar su concentracion. Así, 2 M (se lee 2 molar) significa que hay 2 moles de soluto por cada litro de disolución: 2 mol/L.
- Utilizar factores de conversión.

• UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u): La masa del átomo coincide con la suma de su número de  protones y neutrones (nucleones).

• MASA MOLECULAR RELATIVA (Mr): Es la suma de la masa atómica relativa de cada uno de los elementos de un compuesto.  Ej: Mr (NH₃ ) = A (N) + 3. A (H) = 14 + 3.1 = 17 u. La masa molecular del amoniaco es 17 u. La masa molar (la masa de un mol de sustancia) del amoniaco es 17 g

Ejercicio: Calcula la masa molecular relativa y la masa molar de 
a) HNO₃ b) H₂SO₄ c) O₂ d) H₂ e) NH₃ f) C₆H₁₂O₆

• EL MOL: Un mol es la cantidad de sustancia que puede contener tantas unidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, ...) como átomos contienen 0,012 kg de carbono 12. Este número es una constante que se conoce como número de Avogadro (N_A) como 6,022.10²³. La masa en gramos de un mol de átomos (o la masa molar expresada en gramos, en el caso de moléculas) es numéricamente igual a la masa atómica (molecular) expresada en unidades de masa atómica. Es decir, un átomo de oxígeno tiene la masa atómica de 16 u, luego su masa molar (la de 1 mol de átomos) es 16 gramos. De otra forma: cuando tenemos 18 g de agua, tenemos un mol de agua y su masa molecular relativa será 18 u.

   1 mol de átomos de C-12 = 6,022·10²³átomos de C-12

   1 mol de moléculas de H2O = 6,022·10²³moléculas de H2O

   1 mol de iones NO3¯ = 6,022·10²³iones NO3¯

• El  REACTIVO LIMITANTE es aquel que cuando se consume totalmente, se detiene la reacción. Al otro que queda sin reaccionar cuando esto ocurre se le denomina REACTIVO EN EXCESO.
• El RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN es el cociente entre la cantidad de producto obtenida y la cantidad que esperábamos teóricamente. Se expresa en tanto por ciento

• ACTIVIDADES REPASO MOLES, MASA, ÁTOMOS y MOLÉCULAS:
• Ejercicio 1: Un átomo de aluminio tiene masa 27 u, ¿cuántos gramos son 3 moles de aluminio?1º Podemos escribir 27 g/mol (a efectos del cálculo)2º Utilizamos factor de conversión para calcularlo: 27 g/mol . 3 mol = 81 g es la masa del Al

Ejercicio 2: Tenemos 30 g de amoníaco: a) ¿Cuántos moles tenemos? b) ¿Cuántas moléculas?  c) Cuántos moles de H tenemos? d) ¿Cuántos átomos de H tenemos? e) ¿Cuántos gramos de H tenemos?  f) ¿Cuántos gramos de NH₃ necesitamos para tener 5 g de H?  g) Si tenemos 5,10²⁴ moléculas de NH₃, ¿cuántos gramos de H tenemos? (Sol: 1,76 mol; 1,06.10²⁴ moléculas; 5,28 moles de H;  3,18.10²⁴ átomos de H; 5,29g; 28,33 g; 24,91 g)

Ejercicio 3: El ozono es una molécula formada por tres átomos de oxígeno. Está considerada como un contaminante cuando se encuentra en la baja atmósfera, en cambio en la estratosfera nos protege de los rayos UV del Sol. Si en una muestra de laboratorio hay 96 g de ozono, calcula: a) La masa molecular del Ozono; b) El número de moles; c) El número de moléculas; d) El número de átomos de oxígeno. (Sol: 48 u; 2 mol; 1,204.10^24 moléculas de O3; 3,613.10^24 átomos de O)

PROFUNDIZACIÓN: aquí

REFUERZO:  Ejercicios resueltos sobre conceptos básicos (3º ESO).

En los ejemplos se está referiendo siempre a la MASA MOLECULAR RELATIVA, que es la que viene expresada en unidad de masa atómica (u).

 Puedes comprobar como utilizar 6,022·10²³  ó 6,023·10²³ no modifica los resultados

THE ATOMIC STRUCTURE OF MATTER

ESTÁNDARES DE APRENDIZAJES UNIT 1:
E.A.2.6.1. Representa el átomo, a partir del número atómico y el número másico, utilizando modelo planetario. CMCT, CAA

E.A.2.6.2. Describe las características de las partículas subatómicas básicas y su localización en el átomo. CMCT, CAA

E.A.2.6.3. Relaciona la notación con el número atómico, el número másico determinando el número de cada uno de los tipos de partículas subatómicas básicas. CMCT, CAA

E.A.2.7.1. Explica en qué consiste un isótopo y comenta aplicaciones de los isótopos radiactivos, la problemática de los residuos originados y las soluciones para la gestión de los mismos. CCL, CAA, CSC

E.A.2.9.1. Conoce y explica el proceso de formación de un ion a partir del átomo correspondiente, utilizando la notación adecuada para su representación. CCL, CMCT, CAA

THE ATOMIC STRUCTURE OF MATTER

1. DALTON’S ATOMIC THEORY (number 2 in the text book)

2. THE DISCOVERY OF ELECTRON AND RADIOACTIVITY (3)

3. ATOMIC MODELS (4)

4. SUBATOMIC PARTICLES (5)

5. ISOTOPES AND THEIR APPLICATIONS (6)

6. THE SHELLS OF ATOMS AND IONS (7)

What do you think it is?

1. DALTON’S ATOMIC THEORY (2)

Everything that surrounds us is made of atoms. Matter is discontinuous. It means that it can

be divided in smaller particles. The more we divide,  the smaller the particles.

Substance or object  ->  Molecule ->  Atoms   ->  Subatomic particles

Atoms are tiny particles which form all the matter in the universe. Particle means very small

particle. Atoms cannot be seen with optical microscopes but electronic ones, which have

magnifications of millions.

Atoms have been studied by many scientists throughout history. The first ones were the philosophers in ancient Greece (VI century b.C.).

The word atom comes from the Greek and means indivisible. The concept was introduced by philosophers of ancient Greece, such as Democritus and Leucippus, but it took more than 2000 years for these theories to become an modern atomic theory.

Dalton’s hypotheses: AUDIO

Between 1803 and 1808, the English scientist John Dalton proposed his ideas about the compostion of matter. To do so, he used an idea from Classical Greece: The atom.

1) Matter is formed of tiny and indivisible particles called atoms.

2) Atoms of a given chemical element are identical. They share identical mass and properties (such as chlorine).

The atoms of a given element are different from those of any other chemical element because they have got different mass and properties  (such as sodium atoms are different from chlorine atoms). 

3) The atoms of different elements combine to form chemical compounds. For example, two hydrogen atoms (H) join with one oxygen atom (O) to form molecule of water (H₂O)

So, molecules are made of atoms with a certain proportion between the atoms in a simple numerical relationship. H2O  2:1  H:O

4) In a chemical reaction, atoms of different elements reorder to form new compounds.

Nowadays, atom and molecule are defined in this way:

 Atom: a unit of matter, the smallest unit of an element which can take part in a chemical reaction. 

Examples: Fe, Ar, N, H, O, Mn.  (symbols only in capital letters and no subscript)

 Molecule: a group of two or more atoms linked by a chemical bond. 

Examples: N2, H2, O2, P4, H2O, CO. (Fornula  and subscript)

With which chemical law can we relate the fourth hypothesis of Dalton's atomic theory? And the third hypothesis? The law of conservation of mass (Lavoisier). The law of definite proportion (Proust).

2. THE DISCOVERY OF ELECTRON AND RADIOACTIVITY (3)

During the 19th century:

- Dalton had determined that matter was formed of indivisible atoms. AUDIO
- In 1897, J.J. Thomson studied some “mysterious rays” (cathode rays) that appeared in glass tubes containing gas when electric shocks. Cathodes rays are the same for all gases in the tube and found that these rays were formed by particles with very low masses and negative electric charges, called ELECTRONS, which are present in all atoms.

- Different experiences showed that the particles could gain or lose electrical charges.

- In 1909, Robert Millikan determined the charge of the electron: 1,6.10^-19 C

- Several scientists (Roetgen, Becquerel and Madame Curie) observed emission from some (radioactive) substances: radioactivity.

   There are three types of radioactivity: alpha (a), beta (b) and gamma (g). They have different charges and penetrative abilities.

(J.J.THOMSON, NO THOMPSON)

 Since matter is neutral, atoms must also possess positively charged particles. So every atom might have as many positive as negative particles. Ernest Rutherford discovered the PROTON, a particle that has the same charge as the electron but positive and 1840 times mass.

- Finally, James Chadwick in 1932, discovered a third particle without electric charge and same mass as proton and called NEUTRON.

3. ATOMIC MODELS (4) AUDIO

A. THE THOMSON MODEL ("Plum pudding model")

The atom is formed by a solid body with a positive charge, to which electrons of negative charge are encrusted. Together they have a neutral charge.

El átomo es una gran masa de carga positiva en la que se insertan los electrones. Debido a la repulsión entre los electrones, estos se distribuyen uniformemente en la esfera. La carga negativa de los electrones se compensa con la positiva para que el átomo sea neutro. (Modelo del pastel de pasas)

B. THE RUTHERFORD MODEL ("Nuclear model"):

 Este físico y químico neozelandés dedicó su vida al estudio de las partículas radiactivas y a él le debemos el famoso experimento de la lámina de oro que, en realidad, realizó para probar el modelo atomico de Thomson.

- RUTHERFORD'S GOLD FOIL EXPERIMENT / EXPERIENCIA DE LA LÁMINA DE ORO:

   En el interior de un bloque de plomo se hizo una cavidad con una salida al exterior en la que se colocó material radiactivo que producía los rayos alfa (recientemente Henri Becquerel había descubierto la radiactividad o la emisión espontánea de partículas alfa emitidas por un mineral de uranio). Todos los rayos que no tuviesen la dirección del orificio de salida serían absorbidos por el plomo. Para conocer la trayectoria que seguían las partículas alfa después de chocar se rodeó esta con una película fotográfica. 

Se obtuvieron los siguientes resultados:

- La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse. (La mayor parte del átomo está vacío)

- Una pequeña proporción de partículas atravesaba la lámina, pero sufría una leve desviación. (Aquellas partículas que pasaban cerca del núcleo).

- Una de cada 10. 000 partículas alfa rebotaba al llegar a la lámina y volvía hacia atrás.  (Una pequeñísima parte de las partículas chocaron con el núcleo).

Luego, debía existir en el átomo una zona con alta densidad de carga positiva, descubrió así el núcleo atómico.
(Notas: Las partículas alfa son núcleos de helio, por tanto, con carga positiva)

  

- THE RUTHERFORD's MODEL:

The positive charge of the atom is concentrated in the nucleus. Electrons orbit around the nucleus like planets around the Sun. Most of the atom is empty.



En el interior del átomo se encuentra un núcleo muy pequeño en comparación con el tamaño total del átomo, del orden de 10^-14 m,  en el que se concentra su carga positiva. Los electrones se encuentran en la corteza girando y describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo atómico, como los planetas alrededor del Sol (por ello también se le conoce como modelo planetario). La corteza es del mismo orden de magnitud que el átomo, 10^-10 m

Según la mecánica clásica y la teoría electromagnética una carga en movimiento circular emitiría energía, por tanto los electrones acabarían cayendo en espiral atraídos hacia el núcleo positivo. Este "problema de estabilidad" creó la necesidad de postular un nuevo modelo atómico.

Cuando Rutherford estableció su modelo, no se conocía aún el neutrón. La siguiente imagen muestra el átomo teniendo en cuenta el modelo propuesto por Rutherford (1911) y la inclusión del neutrón  descubierto por Chadwick en 1932.

C. THE BOHR MODEL:

   En 1913, Niels Bohr realizó una serie de estudios y dedujo que el átomo está cuantizado: los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen una capacidad limitada: órbitas estacionarias. 

- Los electrones se encuentran en capas electrónicas, girando en órbitas circulares bien definidas y estables, sin emitir ni absorber energía.
- En el caso de absorber o emitir energía, un electrón puede saltar de una órbita a otra.


Así, caben 2 electrones en el primer nivel (capa K, la más cercano al núcleo), 8 en el segundo (L), 18 en el tercero (M) y en el cuarto nivel de energía puede haber hasta 32 electrones,...  Para calcular el número de electrones máximo en cada nivel se utiliza la siguiente expresión, donde n es el número cuántico principal que corresponde con el nivel energético: 2n²

Nivel 1  n=1 (capa K)  Caben hasta 2 electrones

Nivel 2 n=2 (capa L) Caben hasta 8 electrones

Nivel 3 n=3 (capa M) Caben hasta 18 electrones., etc

In 1913, Bohr proposed his quantized shell model of the atom. Based on the Rutherford model, with one fundamental modification: the electrons are in specific orbits, called stationary orbits, where they are stable. 

To remedy the stability problem, Bohr modified the Rutherford model by requiring that the electrons move in orbits of fixed size and energy. The energy of an electron depends on the size of the orbit and is lower for smaller orbits. Radiation can occur only when the electron jumps from one orbit to another (by absorbing or emitting energy). The atom will be completely stable in the state with the smallest orbit, since there is no orbit of lower energy into which the electron can jump.

IDEAS CLARAS: 

* DIFERENCIAS ENTRE MODELOS ATÓMICOS SON:

- PARA THOMSON EL ÁTOMO ES MACIZO, PARA RUTHERFORD Y BOHR, NO (ES HUECO).

- A PARTIR DE BOHR SE HABLA DE NIVELES DE ENERGÍA EN LA CORTEZA DONDE LOS ELECTRONES ORBITAN

* ANALOGÍA: LOS TRES MODELOS VISTOS PUEDEN EXPLICAR LA FORMACIÓN DE IONES. 

D. THE QUANTUM MECHANICAL MODEL OF THE ATOM (Schrödinger).

Different types of orbitals (zone with high probability of finding an electron ) are identified with the letters s, p, d and f,  The shape and size of the orbital depend on the level and sublevel of energy where the electron is found.

En siguientes cursos verás que órbita no es lo mismo que orbital.

REWIEW: 

VIDEO RESUMEN:

  
Repaso 3ºESO 

ACTIVIDADES MODELOS ATÓMICOS:
1. Realiza una línea de tiempo con todos los hitos, fechas y científicos implicados.
2. Según lo visto, ¿a qué modelos corresponden las siguientes imágenes?
(Es el ejercicio 9 de la pág 48)



3. Explica el experimento de la lámina de oro de Rutherford.
4. Actividades del libro. Pág 48: 6,  7,  10 y 11.

4. SUBATOMIC PARTICLES (5)  AUDIO

Pág 49: Ejercicio 11. Tabla resumen.


Por tanto, el átomo es una estructura con un núcleo muy pequeño en relación al tamaño total del átomo. En el núcleo se encuentran los protones (Z) y neutrones (N). Alrededor del núcleo se mueven los electrones a una distancia muy grande a comparación con el tamaño de este. Es decir, la mayor parte del átomo está vacía.

Para representar un átomo se utiliza un símbolo con dos números: el número atómico, Z, que indica el número de protones y es el "DNI del átomo" y el número másico, A, indica su número de protones más el de neutrones.

- En un átomo neutro, el número de protones coincide con el número de electrones. Por tanto, conociendo Z también podremos conocer el número de  electrones de un átomo neutro.

- Todos los átomos de un elemento químico tienen el mismo Z, es decir, todos tienen el mismo número de protones.


VIDEO: ATOMS (Enciclopedia británica)

ACTIVIDAD INTERACTIVA CONSTRUIR ÁTOMOS


ACTIVIDADES SOBRE EL NÚCLEO ATÓMICO - MAGNITUDES NUCLEARES AZN:
Pág. 49: 14, 15, 16, 18 y 20.


5. ISOTOPES AND THEIR APPLICATIONS (6)  AUDIO

ISOTOPES: Atoms that have the same number of protons but different numbers of neutrons. In those cases, the atomic number, Z, is the same but they have different atomic masses, A.

Examples: Potasium-39 and potasium-41.   
                  Carbon-12, carbon-13 and carbon-14
                  H-1 (protio), H-2 (deuterio) y H-3 (tritio)

ISOTOPE means ISO = same + TOPE = place (because the isotopes of a chemical element occupy the same place in the periodic table).

IDEA CLARA: Isotopos son conjuntos de átomos de un elemento químico que tienen el mismo número de protones (igual Z), pero distinto número de neutrones en el núcleo (distinto N, luego distinto A).

Although there are many applications of isotopes, we highlight the following ones: a) Medicine:
- Diagnosis: Diagnostic techniques in nuclear medicine use radiopharmaceuticals (or radiotracers) which emit gamma rays from within the body.
- Therapy: Nuclear medicine is also used for therapeutic purposes. Most commonly, radioactive iodine (I-131) is used in small amounts to treat cancer and other conditions affecting the thyroid gland. They are also used in the treatment of malignant tumors but the absorbed radiation can also kill healthy cells.
- Sterilisation: Hospitals use gamma radiation to sterilise medical products and supplies such as syringes, gloves, clothing, and instruments that would otherwise be damaged by heat sterilisation.

b) Carbon dating: Analysing the relative abundance of particular naturally-occurring radioisotopes is of vital importance in determining the age of rocks and other materials that are of interest to geologists, anthropologists, hydrologists, and archaeologists, among others.

 Carbon-14 dating is the most famous method, because the amount of this isotope is measured. There are two disadvantages: only organic tissues are supported and the remains must be more recent than 50000 years.

c) Other applications: agriculture (fertilisers, insect control, plant mutation breeding), industry, food, ...

Radiactive waste or nuclear waste must be handled by specialized personnel with adequate protection.

Pág. 42: Ejercicios resueltos 5 y 6 

ACTIVIDADES SOBRE ISÓTOPOS:

1. ¿QUÉ SON LOS ISÓTOPOS? ¿QUÉ APLICACIONES TIENEN? PON EJEMPLOS. (Es un resumen del punto 6 del libro)

2. PÁG. 43: 22 y 23.

3.Final del tema. PÁG. 49: 14,  PÁG. 50: 21 y 23.

4. PÁG. 51: Física cotidiana: "Los residuos nucleares".

6. THE SHELLS OF ATOMS AND IONS (7)  AUDIO

Copyright: Gentileza de David N.C.

Electrons fill the shell of an atom in energy levels. Not all the energy levels can hold the same number of electrons. 
- The K layer (level 1) fits 2 electrons.
- The L layer (level 2) fits 8 electrons.
- The M layer (level 3) fits 18 electrons.
- The N layer (level 4) fits 32 electrons.

Los electrones se colocan en el átomo ocupando el nivel de menor energía que esté libre. Si un átomo o ion tiene un solo electrón, este se situará en el primer nivel de energía,el más cercano al núcleo. 

Los niveles de energía van estando cada vez más alejados del núcleo.

THE FORMATION OF IONS:
- If a neutral atom loses electrons, it will have a positive charge and be called a CATION.
- If a neutral atom gains electrons, it will have a negative charge and be called an ANION.

Con el modelo de Rutherford se pueden explicar los iones:

- Cuando un átomo pierde electrones, adquiere carga positiva y se convierte en ion positivo o catión.

- Cuando un átomo gana electrones, adquiere carga negativa y se convierte en ion negativo o anión. 

VIDEO: History Summary


* ACTIVIDADES SOBRE CORTEZA ELECTRÓNICA: 
1. ¿Qué es un ion? ¿Qué tipos hay? Pon ejemplos
Nos centraremos en:
Pág. 45: 28, 29 y 30 
Pág. 50: 28, 29, 30 y 31