Ciencias, Saludy Medio Ambiente

Estudiantes 7.o grado

Fase 2, semana 1: 14 al 17 de abril

Guía de autoaprendizaje

MINISTERIODE EDUCACIÓN

Material de apoyo para la continuidad educativaante la emergencia COVID-19

Guía de autoaprendizaje - Ciencia, Salud y Medio Ambiente Estudiantes 7°-Semana 1Pág. 1

Unidad 4: El átomo Fecha: del 14 a 17 de abril Contenido: • El átomo

Tareas propuestas: Resolución de guía de preguntas Desarrollo de la Actividad 2: “El átomo” Tabla de modelos atómicos

Orientación sobre el uso de la guía Esta guía contiene las actividades específicas para que continúes con tus aprendizajes desde casa. Se incluyen las instrucciones, las tareas que debes realizar, cómo serán calificadas y los recursos que te ayudarán a resolverlas. Si tienes dudas, puedes pedir ayuda a alguien de tu familia. Tu docente responsable revisará y evaluará todas las tareas en tu cuaderno cuando se reanuden las clases presenciales.

A. Actividades

1. Introducción (Tiempo estimado: 20 minutos).

• Lee el texto. “Los átomos no pueden observarse a simple vista; sin embargo, la evidencia demuestra que son la unidad fundamental de la materia y, por tanto, se encuentran en todo lo que te rodea. Los sentidos, por ejemplo, son el mecanismo que te permite percibir el ambiente circundante, por lo que pueden usarse para detectar directamente o deducir propiedades de la naturaleza y estudiarla”.

• Con lo anterior en mente, reflexiona: ¿Cómo logras identificar las cosas que te rodean? Si no se puede tocar, ver, oler o gustar una sustancia ¿significará que no es real?Toma como ejemplo el aire, que es una mezcla invisible de gases ¿estará formado por átomos? ¿cómo puedo saber que está ahí? Ejemplifica

2. El átomo (Tiempo estimado: 40 minutos).

• Indicaciones: Toma un pedazo de papel y haz un dibujo sencillo de tu fruta preferida y coloréala. Córtalo por la mitad. Luego, corta una de esas mitades también a la mitad. Repite el proceso de cortar cada vez una de las mitades hasta que sea tan pequeña que ya no puedas cortar más. Esta mínima porción que conseguiste la pegarás en tu cuaderno junto a la mitad que no cortaste, señálala y escribe lo siguiente: “Elemento fundamental con la que está constituida la fruta: el átomo”.

• Responde: ¿Qué es el átomo?

Menciona 5 cosas que están compuestas por átomos:

• Descarga la lámina científica sobre “El Átomo” o búscala anexa en pequeña escala si recibes la versión impresa de esta guía.

• En la figura siguiente, nombra las tres partículas fundamentales del átomo y su respectiva carga eléctrica. También puedes dibujarla en tu cuaderno para presentarla a tu docente.

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3. Modelos atómicos (Tiempo estimado: 1 hora)

• Lee la Lección 1: Estructura atómica, donde encontrarás información sobre el átomo y su estructura, los modelos atómicos, el número atómico y el número másico (se anexa un extracto en la versión impresa de esta guía).

• En tu cuaderno, completa la siguiente tabla dibujando el modelo atómico propuesto según el científico de la lista:

MODELO

CIENTÍFICO John Dalton Joseph John Thomson

Ernest Rutherford Niels Bohr

B. Recursos

• Lámina científica “El átomo”. Disponible en: http://bit.ly/3a1HWyo, también se anexa una copia en pequeña escala en la versión impresa de esta guía.

• “Lección 1. Estructura atómica”. Disponible en: http://bit.ly/2xGRiRJ, también se anexa un extracto en la versión impresa de esta guía.

• Recurso adicional: Video “Elementos y compuestos”. Disponible en: http://bit.ly/3a1kcdL

C. Evaluación

• Respuestas indagatorias de la Actividad 1. Evaluación formativa.

• Desarrollo de Actividad 2: “El átomo”. 65%

• Tabla esquemática sobre modelos atómicos 35%

Lámina Científica “El Átomo”

Extracto de Lección 1. ESTRUCTURA ATÓMICA. Material de Autoformación e Innovación docente de Tercer CicloQUÍMICA

1. MODELOS ATÓMICOS

Ideas del átomo. Orígenes griegos Los filósofos griegos, Leucipo y Demócrito, cerca del año 400 A.N.E. establecieron que el universo estaba formado de espacio vacío y por pedazos minúsculos de materia; consideraban que eran tan pequeñas que no se podían dividir más. Junto con Epicuro (discípulo de ambos griegos) fueron los creadores de la palabra átomo, vocablo que proviene de la palabra griega

µ que significa sin partes; derivado de “a” no y “tomo” divisible: no divisible.

Esta teoría se basaba en razonamientos lógicos. Si una piedra se dividía en dos partes, consideraban que cada parte mantenía sus propiedades iguales; esta idea fue aceptada hasta finales del siglo XVIII.

Teoría atómica de John Dalton En 1808, el químico y físico inglés John Dalton (Fig. 1), presentó la primera teoría atómica realmente útil para su tiempo. John Dalton pensaba que la materia consistía en átomos que eran muy pequeños como para verlos a simple vista y que la materia se constituía por un único tipo de átomo; por ejemplo, los átomos de oro (Au) formaban una pepita de oro y le daban su aspecto brillante; de igual manera los átomos de hierro (Fe) creaban una barra de hierro dándole propiedades únicas.

Las ideas de Dalton sobre el modelo atómico de la materia han servido de base a la química moderna por ello, el modelo se nombra la teoría atómica de la materia. Esta proponía: • Los átomos son partículas individuales que no se pueden

subdividir por ningún proceso conocido.• Los átomos son tan indestructibles, que resisten cualquier

tipo de fuerza que se les aplique. • Los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades

químicas y son iguales entre sí en el tamaño, la masa y en cualquier otra cualidad. Los átomos de los diferentes elementos varían en su masa y demás propiedades.

• Los átomos tienden a combinarse químicamente en proporciones numéricas definidas.

• Los átomos se intercambian de una a otra sustancia en una reacción química; pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

La imagen del átomo dada por Dalton en su teoría atómica, lo describe como minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí para cada elemento químico (Fig. 1).

Figura 1. La teoría de John Dalton manifiesta que el átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.

La teoría de Dalton estaba bastante aproximada a la realidad, pero tuvo que modificarse a medida se efectuaban nuevos descubrimientos. Actualmente, se conoce que los átomos están constituidos por partículas más pequeñas y que los átomos de un mismo elemento son casi, pero no exactamente, iguales.

Modelo atómico de Joseph John Thomson En 1898, el físico inglés Joseph Thomson presentó un modelo para la estructura del átomo, al que los científicos denominaron budín de pasas, donde los electrones eran como pasas negativas colocadas en un pudín de materia positiva (Fig. 2).

Figura 2. Debido a que la mayor parte de la materia es neutra, Thomson imaginó que el átomo era como una bola cargada positivamente y con electrones incrustados.

Thomson estableció la hipótesis de que los átomos se conformaban por una esfera de carga eléctrica positiva distribuida de manera uniforme y en su interior se hallaban partículas con carga negativa (los electrones), que eran en número igual al de las cargas positivas para que el átomo fuera neutro.

La identificación de Thomson de los electrones fue mediante el estudio de los rayos catódicos. Usó en su experimento un tubo al vacío y en sus extremos conectó un electrodo que se conectaba a su vez a una terminal metálica fuera del tubo.

Estos electrodos adquieren carga eléctrica cuando se conectan a una fuente de alto voltaje. Al estar cargados los electrodos, unos rayos viajan en el tubo desde el electrodo negativo, llamado cátodo, hacia el electrodo positivo, que se llama ánodo.

Debido a que el origen de estos rayos es el cátodo, se denominan rayos catódicos (Fig. 3). Thomson descubrió que los rayos se desviaban hacia una placa con carga positiva y se alejaban de una placa con carga negativa. Ya se sabía que los objetos que tienen cargas iguales se repelen entre sí, mientras que los objetos con cargas contrarias se atraen.

De esta forma, concluyó que los rayos catódicos se hallaban constituidos por partículas invisibles con carga negativa, a las que denominó electrones.

Figura 3. Tubo de rayos catódicos. Es un tubo de gases donde se realizó el experimento que permitió demostrar la existencia de los

electrones.

En 1886, el físico alemán Eugine Goldstein usó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado y notó otro tipo de rayos que procedían del ánodo. Los rayos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior del tubo, llamándoles rayos canales; debido a que tienen la propiedad de atravesar por pequeños agujeros en el cátodo.

Extracto de Lección 1. ESTRUCTURA ATÓMICA. Material de Autoformación e Innovación docente de Tercer CicloQUÍMICA

Él postuló que estos rayos estaban conformados por partículas con carga positiva, que posteriormente se les llamó protones. Desde 1900, ya se sabían dos características de los átomos: i) son eléctricamente neutros y ii) poseen electrones. Para que el átomo se considere neutro debe tener el mismo número de cargas positivas y negativas.

Modelo atómico de Ernest Rutherford El físico neozelandés Rutherford en 1911 (Fig. 4) propuso una teoría fundada en un nuevo modelo atómico de acuerdo con sus experiencias. Realizó un experimento que consistió en hacer llegar un haz de partículas alfa (partículas muy pequeñas de alta energía con carga positiva) provenientes de un elemento radiactivo sobre una delgada lámina de oro.

Figura 4. Esquema representativo del experimento de Ernest Rutherford.

La mayoría de las partículas atravesaron la lámina como si no hubiese estado allí, mientras que otras cambiaron de dirección e inclusive rebotaron. Las desviaciones se mostraron a través del uso de una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc (ZnS), que producía un centelleo ante cada impacto.

De acuerdo con esta experiencia, se estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear. Rutherford concluyó que como muchas partículas alfa habían logrado atravesar la lámina, los átomos debían consistir principalmente en un espacio vacío. Por otro lado, ya que varias partículas alfa rebotaron, los átomos de oro (Au) debían contener un objeto cargado positivamente concentrado en medio de este espacio.

Rutherford denominó núcleo a la parte central del átomo (Fig. 5) y concluyó lo siguiente: • El átomo posee un núcleo central muy pequeño con carga positiva, donde se concentra la mayor parte de la masa del átomo. • Los átomos están constituidos en su mayor parte por espacio vacío. •Girando alrededor del núcleo y siguiendo órbitas circulares, se encuentran los electrones en igual número de los protones existentes en el núcleo, manteniéndose así la neutralidad del átomo. • La masa del protón es aproximadamente igual a la mitad de la masa del átomo.

El físico inglés Sir James Chadwick, estudiante de E. Rutherford, continuando con el experimento del bombardeo de las partículas alfa, logró en 1932 a través de materiales radiactivos, el descubrimiento del neutrón: una partícula sin carga. Descubrió que, a diferencia de los electrones, sus trayectorias

no eran afectadas debido a un campo eléctrico, por lo que no tenían carga e indicó que estas partículas provenían del núcleo.

Figura 5. Modelo atómico de Rutherford.

James Chadwick indicó que el neutrón poseía 17 % más masa que el protón, pero en trabajos aún más recientes indicaron que sólo existe una diferencia aproximada de 0.1%. La masa y carga del neutrón (mn) y del protón (mp), son las siguientes: mp = 1.67252 x 10-24 g (carga = 1.6022 x 10-19 C) mn = 1.67482 x 10-24 g (carga = 0 C) La masa del electrón (me) y su carga se calculó por medio de los trabajos del físico estadounidense R. Andrews Millikan (1868 -1953):

Modelo atómico de Niels Bohr En 1913 el físico danés Niels Henrik Bohr modificó el modelo de Rutherford y propuso un modelo planetario para el átomo de hidrógeno, el cual permitía explicar el espectro atómico. El modelo sólo “permite” cierta cantidad de órbitas. Esto es, que la energía de los electrones en los átomos está cuantizada (Fig.6).

Figura 6. En el modelo atómico de N. Bohr se posicionan los electrones en niveles de energía alrededor del núcleo.

El nivel de energía más bajo es el más próximo al núcleo y sólo tiene dos electrones. Los niveles de energía más altos se hallan más lejos del núcleo y pueden poseer mayor número de electrones. Los postulados de Bohr afirman lo siguiente: • El electrón sólo se mueve en niveles de energía definidos llamados órbitas, en los que no emite energía. El nivel de energía más bajo es el más próximo al núcleo y se conoce como estado basal o estado fundamental. A temperatura ambiente, la mayoría de los electrones se hallan en estado basal. • Los electrones en niveles de energía bajos, pueden absorber energía y ser promovidos o saltar hacia niveles de energía más altos, fenómeno llamado como estado excitado. • Los electrones en niveles de energía altos que “regresan” hacia los niveles de energía más bajos emiten energía en forma de luz (el paquete de energía o la emisión de fotón por el cual viaja la luz), que es la responsable de las líneas brillantes en los espectros de emisión. Cada salto entre los distintos niveles de energía pertenece a varias de las líneas espectrales observadas (Fig. 7).

Extracto de Lección 1. ESTRUCTURA ATÓMICA. Material de Autoformación e Innovación docente de Tercer CicloQUÍMICA

Figura 7. Los saltos de electrones entre las órbitas permiten observar líneas brillantes de diferentes colores a diferentes longitudes de onda ( ) en el espectro. Así, cuando el electrón salta del nivel 3 al 2, se observa una línea roja; cuando lo hace del nivel 4 al 2, es verde; del nivel 5 al 2 es azul y del nivel 6 al 2, es violeta.

2. LA TEORÍA CUÁNTICA DE LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO El modelo de N. Bohr no es aplicable a átomos que poseen más de un electrón. Aunque su teoría es útil para poder comprender la transición de los electrones de un nivel energético a otro, fracasa al considerar que el electrón actúa como partícula. Al igual que la luz, que puede actuar como onda y partícula, el electrón también posee la propiedad de movimiento como onda y de interacción como partícula, este es el Principio de dualidad onda partícula establecido a principios del siglo XX por Louis de Broglie.

Principio de incertidumbre de Heisenberg Unos años después de que de Broglie planteara la naturaleza dual de la materia, Werner Heisenberg, propuso el principio de incertidumbre, que indica que no es posible saber con certeza la posición y el momentum (mv) de un electrón de manera simultánea. Dado que los electrones son demasiado pequeños y se mueven rápido, su movimiento es imperceptible a nuestros sentidos; por ello, son detectados por la radiación electromagnética. Sin embargo, no es posible medir su momentum a la vez, ya que este proceso de medida entorpecería la medición de su posición. Este principio demostró otra deficiencia en la teoría atómica de Bohr, que propone que los electrones se mueven en órbitas definidas alrededor del núcleo, implicando que tanto la posición como la energía de un electrón pueden conocerse con certeza.

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