Estructura Atómica (i)

Estructura atómica (I)

La Estructura Atómica – Desarrollo de la teoría atómica La teoría atómica En el siglo V a.c. el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles a las cuales llamó átomos (que significa indivisible o indestructible). Esta idea no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos, pero logró mantenerse a través del tiempo. En 1808 un científico inglés, el profesor John Dalton, formuló una definición precisa de estas unidades indivisibles con las que está formada la materia. En su libro “Un nuevo sistema de filosofía química”, planteó las siguientes hipótesis: 1. Los elementos están formados por átomos. Todos los átomos de un elemento son idénticos, con el mismo tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son distintos de los átomos de otros elementos. 2. Los compuestos se forman por la combinación de más de un elemento, la relación entre ellos permanece constante y es un número entero o fracción sencilla. 3. Las reacciones químicas implican combinación, separación o reordenamiento, sin creación o destrucción de átomos. El concepto de Dalton es mucho más detallado y específico que el de Demócrito. La primera hipótesis establece que los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de los demás elementos. La segunda hipótesis sugiere que para formar un compuesto no solamente son necesarios los átomos de los elementos correctos sino que debe haber un número específico de dichos átomos. La tercera hipótesis es una forma de enunciar la ley de conservación de la masa, la cual establece que la materia no se crea ni se destruye.

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La estructura del átomo En base a la teoría de Dalton, un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton describió al átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones iniciadas alrededor del año 1850, y que continuaron hasta el siglo XX, demostraron que los átomos tienen una estructura interna, o sea que están formados por partículas aún más pequeñas, denominadas partículas subatómicas. El electrón En la década de 1890, muchos científicos estaban interesados en el estudio de la radiación, la emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas. Uno de los experimentos que se realizaba consistía en la utilización de un tubo de rayos catódicos, antecesor de los que se utilizan en los televisores. En estos tubos de vidrio se colocaban dos placas metálicas y se conectaban a una fuente de alto voltaje, y en presencia de distintos gases se observaba la formación de rayos invisibles con origen en el cátodo (rayos catódicos) que se dirigían hacia el ánodo, y atravesando una perforación en el mismo, llegaban al otro extremo del tubo, que se recubría de una manera especial, formándose una fluorescencia. Una pregunta que surgió inmediatamente era la naturaleza de estos rayos. Algunos científicos sostenían que eran radiaciones, mientras que otros se inclinaban por pensar que eran partículas. Esta duda se despejó cuando se hicieron experimentos con campos magnéticos; una onda no se desviaría en la presencia del mismo, pero sí lo hicieron los rayos catódicos. Además, los resultados coincidían con los que se obtendrían con una carga en movimiento en presencia de un campo eléctrico, resultaban atraídos por la placa positiva y repelidos por la negativa, se llegó a la conclusión de que tenían carga negativa. Estas partículas son las que actualmente conocemos como electrones.

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El físico inglés J. J. Thomson (Premio Nobel de física en 1906 por el descubrimiento del electrón) pudo con estos experimentos encontrar la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón. El número que obtuvo fue de -1.76 x 10 8 C/g; donde C es la unidad de carga eléctrica o Coulomb. Más tarde, entre 1908 y 1917, R.A. Millikan (Físico norteamericano, que recibió el premio Nobel de física en 1923 por la determinación de la carga del electrón) realizó una serie de experimentos que le permitió obtener la carga del electrón con gran precisión, obteniendo un valor de -1,6022 x 10-19 C. con este valor se obtuvo el de la masa del electrón, que resultó ser de 9,10 x 10-28 g. Radioactividad En 1895 el físico alemán Willhelm Röntgen (Físico alemán, Premio Nobel de física en 1901 por el descubrimiento de los rayos X) observó que cuando los rayos catódicos incidían sobre el vidrio y los metales, éstos emitían unos rayos desconocidos. Estos rayos tenían propiedades extrañas: atravesaban la materia, oscurecían las placas fotográficas y producían fluorescencia en algunas sustancias. Como estos rayos no eran afectados por campos magnéticos, a diferencia de los rayos catódicos, no estaban constituidos por partículas. En base a estas propiedades Röntgen los llamó rayos X. Poco después, Antoine Becquerel y su discípula Marie Curie descubrieron que algunas sustancias producían los mismos efectos que los rayos X, pero en forma espontánea. Marie Curie sugirió el nombre de radioactividad para describir la emisión espontánea de partículas y/o radiación. (Antoine Becquerel recibió el Premio Nobel de física en 1903 por el descubrimiento de la radioactividad del uranio, y Marie Curie recibió el Premio Nobel de física por su trabajo sobre la radioactividad en 1903 y en 1911 recibió el Premio Nobel de química por sus trabajos con el radio y el polonio)

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La desintegración de sustancias radioactivas como el uranio produce tres tipos de rayos diferentes. Dos de estos rayos son desviados de sus trayectorias por placas metálicas con cargas opuestas, los rayos alfa (α) constan de partículas cargadas positivamente, llamadas partículas α, que se apartan de la placa con carga positiva, los rayos beta (β), por su parte, son electrones y se alejan de la placa con carga negativa. Un tercer tipo de radiación consta de rayos de alta energía, llamados rayos gamma (γ). Al igual que los rayos X, los rayos γ no presentan carga y no los afecta un campo externo. El protón y el núcleo Desde 1900 se conocían dos características de los átomos: contienen electrones y son eléctricamente neutros. Para que un átomo sea neutro debe contener el mismo número de cargas positivas y negativas. Thomson propuso que un átomo podía visualizarse como una esfera cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones como si fueran las pasas en un pastel. Este modelo, llamado “modelo del budín de pasas”, se aceptó como una teoría durante algunos años. En 1910, un físico neozelandés, Ernest Rutheford, que estudió con Thomson en la Universidad de Cambridge, utilizó partículas α para demostrar la estructura de los átomos. Realizó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales, como blanco de partículas α provenientes de una fuente radioactiva. Siguiendo el modelo de Thomson, el resultado esperado es que las partículas atravesaran con poca o ninguna desviación la lámina, sin embargo una cantidad sorprendente de las mismas se desviaban en forma significativa, y en algunos casos “rebotaban” contra la lámina. Este resultado fue tan sorprendente como si se hubiera disparado una bala contra una hoja de papel y la misma regresara.

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Estructura atómica (I) Con estos resultados, Rutheford elaboró un nuevo modelo de átomo. En el mismo, se consideraba que la mayor parte del átomo era espacio vacío, lo cual explicaba porqué la mayoría de las partículas atravesaban las placas sin problemas. Rutheford propuso que las cargas positivas de los átomos se encontraban concentradas en un denso conglomerado central dentro del átomo, al que llamó núcleo. Cuando una partícula α pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una intensa fuerza de repulsión (ya que las dos partículas poseen carga positiva), y si impactaba sobre él, esta repulsión era tan grande que su trayectoria se invertía por completo. Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones. En otros experimentos se determinó que poseen la misma carga que los electrones y que su masa es de 1.67262 x 10-24 g, aproximadamente 1840 veces la masa de las partículas con carga negativa, los electrones. Con estos resultados, la imagen del átomo era la siguiente: la masa del núcleo constituye la mayor parte de la masa total del átomo, pero el núcleo ocupa solamente 1/1013 del volumen total del átomo. En forma relativa, si el átomo tuviera el tamaño de una cancha de fútbol, su núcleo tendría el tamaño de una bolita. El neutrón Todavía quedaba un problema sin resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más sencillo, contenía solamente un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. Por lo tanto, la relación de masas entre un átomo de Helio y un átomo de Hidrógeno debería ser 2:1 (como los electrones son mucho más ligeros que los protones, no los consideramos). Sin embargo, ya era sabido que esta relación era de 4:1, por lo que debía haber otra partícula subatómica en el núcleo. En 1932, el físico inglés James Chadwik, realizó un experimento bombardeando una lámina de berilio con partículas α, obteniendo una radiación de muy alta energía. Experimentos posteriores demostraron que estos rayos eran partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones; a los que llamaron neutrones.

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Estructura atómica (I) Este hecho explicó el misterio: una partícula de helio tiene en su núcleo dos protones y dos neutrones, mientras que en el hidrógeno hay un solo neutrón y no hay neutrones, por lo que la relación es de 4:1. Número atómico, número de masa e isótopos Todos los átomos se pueden identificar por su número de protones y neutrones. El número atómico (Z) e el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. Es también igual al número de electrones, ya que debe haber igual número de cargas positivas y negativas para que un átomo sea neutro. Este número proporciona la identidad química de un átomo, ya que, por ejemplo, a un átomo con número atómico 7, o sea que tiene 7 protones y 7 electrones, se lo denomina Nitrógeno. El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. Excepto el hidrógeno, todos los demás núcleos contienen tanto protones como neutrones. En general: Número de masa = número de protones + número de neutrones Número de masa = número atómico + número de neutrones No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tienen dos o más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno. Uno de ellos, se conoce como hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isótopo llamado deuterio tiene un protón y un neutrón y el tritio tiene un protón y dos neutrones. La forma aceptada para denotar el número atómico y el número de masa de un elemento es como sigue:

A Z

X

Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en formas normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento presentan un comportamiento químico semejante, forman el mismo tipo de compuestos y presentan reactividades similares. Fisicoquímica Aplicada

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