Teorías atómicas

En 1803, Dalton (1766-1844) formula su teoría atómica, con la que trataba de explicar

las leyes químicas conocidas hasta esta fecha. Dicha teoría fue admitida por los

hombres de ciencia hasta principios del siglo XX, en que, como consecuencia de

nuevos descubrimientos, surgió la necesidad de desarrollar nuevas teorías.

Teoría atómica de Dalton

La teoría atómica de Dalton se resume en los siguientes puntos:

La materia es discontinua. Está formada por partículas materiales independientes

llamadas átomos, los cuales son indivisibles.

Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí tanto en masa como en

propiedades físicas y químicas.

Los átomos de elementos diferentes son distintos en cuanto a masa y demás

propiedades.

Los compuestos se forman por la unión de átomos de los elementos

correspondientes, en una relación numérica sencilla.

Modelo atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson (1856-1940) postula que el átomo se compone de una

esfera cargada positivamente en la que reside la mayor parte de la masa del átomo y

sobre la cual se incrustan los electrones.

Modelo atómico de Thomson.

Modelo atómico de Rutherford

Según el modelo atómico de Rutherford (1831-1937), el átomo está formado por una

esfera en la que se concentra casi toda la masa del sistema (protones y neutrones) y

en torno a la cual giran unas partículas (electrones) de la misma manera que lo hacen

los planetas en torno al Sol.

Los protones del núcleo se encuentran cargados positivamente y los electrones

negativamente.

Modelo atómico de Rutherford.

Modelo atómico de Bohr

Para Bohr (1885-1962), el átomo está constituido de la siguiente forma:

En el centro del mismo se ubica el núcleo, pequeña región del átomo donde residen

la casi totalidad de su masa y la carga positiva. El número de cargas positivas del

núcleo (protones) coincide con el número atómico del elemento.

En torno al núcleo giran los electrones (en número igual al de protones y al número

atómico), portadores de la carga negativa, describiendo órbitas circulares.

Los electrones mientras giran en su órbita no emiten radiaciones. Cuando saltan a

una órbita más cercana al núcleo emiten radiación energética, y cuando pasan a

una órbita superior la absorben.

Las modernas teorías atómicas

Hacia 1920, como consecuencia del estudio de los espectros de elementos con gran

número de electrones, se dudó de la bondad de la teoría de Bohr.

Sommerfeld (1868-1951) descubrió que la teoría de Bohr era incompleta, pues las

órbitas electrónicas también podían ser elípticas. Modificó los postulados de éste,

afirmando que las órbitas descritas por los electrones dentro de un nivel energético

definido podían ser circulares o elípticas, lo que supone diferencias en los estados

energéticos de los electrones (subniveles energéticos).

Posteriormente se dedujo que el movimiento de los electrones no se desarrolla en

órbitas bien definidas, sino que describe un movimiento complejo.

El movimiento del electrón describe órbitas complejas, con lo cual existe la

probabilidad de encontrarlo en una posición determinada. Las zonas donde

«probablemente» se encuentra el electrón reciben el nombre de orbitales.

Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra "átomo" se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa "partícula fundamental", por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego "no divisible". El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII (véase química), los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.

Teoría de Dalton

John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O. Véase Reacción química.

Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula.

Ley de Avogadro

El estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano Amedeo Avogadro, que en 1811 formuló una importante ley que lleva su nombre (véase ley de Avogadro). Esta ley afirma que dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si sus condiciones de temperatura y presión son las mismas. Si se dan esas condiciones, dos botellas idénticas, una llena de oxígeno y otra de helio, contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin embargo, el número de átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el oxígeno es diatómico.

Masa atómica

De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de "peso atómico" aunque lo correcto es "masa atómica". La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.

La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro.

Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales de química y física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de referencia para calcular masas atómicas mediante el espectrómetro de masas. Además, la tabla de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la tabla antigua basada en el oxígeno natural.

La tabla periódica

A mediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de que las similitudes en las propiedades químicas de diferentes elementos suponían una regularidad que podía ilustrarse ordenando los elementos de forma tabular o periódica. El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso una tabla de elementos llamada tabla periódica, en la que los elementos están ordenados en filas y columnas de forma que los elementos con propiedades químicas similares queden agrupados. Según este orden, a cada elemento se le asigna un número (número atómico) de acuerdo con su posición en la tabla, que va desde el 1 para el hidrógeno hasta el 92 para el uranio, que tiene el átomo más pesado de todos los elementos que existen de forma natural en nuestro planeta. Como en la época de Mendeléiev no se conocían todos los elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla periódica correspondientes a elementos que faltaban. Las posteriores investigaciones, facilitadas por el orden que los elementos conocidos ocupaban en la tabla, llevaron al descubrimiento de los elementos restantes. Los elementos con mayor número atómico tienen masas atómicas mayores, y la masa atómica de cada isótopo se aproxima a un número entero, de acuerdo con la hipótesis de Prout.

El tamaño del átomo

La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió lograr respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10-27 kg. (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.

Radiactividad

Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia finales del siglo XIX dejó claro que el átomo no era una partícula sólida de materia que no pudiera ser dividida en partes más pequeñas. En 1895, el científico alemán Wilhelm Conrad Roentgen anunció el descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesar láminas finas de plomo. En 1897, el físico inglés J. J. Thomson descubrió el electrón, una partícula con una masa muy inferior al de cualquier átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel comprobó que determinadas sustancias, como las sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origen misterioso. El matrimonio de científicos franceses formado por Marie y Pierre Curie aportó una contribución adicional a la comprensión de esas sustancias "radiactivas" (véase radio). Como resultado de las investigaciones del físico británico Ernest Rutherford y sus coetáneos, se demostró que el uranio y algunos otros elementos pesados, como el torio o el radio, emiten tres clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma (g). Las dos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas eléctricamente cargadas, se denominan actualmente partículas alfa y beta. Posteriormente se comprobó que las partículas alfa son núcleos de helio (ver más abajo) y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de partes más pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas electromagnéticas, similares a los rayos X pero con menor longitud de onda (véase radiación electromagnética)

El átomo nuclear de Rutherford

El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo, que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte del átomo, viajaban en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro.

El átomo de Bohr

Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr (véase teoría cuántica). Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los "últimos" electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químico del átomo.

Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones.

Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla periódica.

Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una

distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como "nube de probabilidad" ha sustituido al modelo de sistema solar.

Líneas espectrales

Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneas espectrales características de numerosos elementos (véase Espectroscopia: Líneas espectrales). Los átomos excitados por energía suministrada por una fuente externa emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja presión en un tubo de vidrio y se hace pasar una corriente eléctrica a través de él, desprende luz visible de color rojizo. El examen cuidadoso de esa luz mediante un espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luz separadas por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura del espectroscopio que se forma en un color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda definida y una determinada energía asociada. La teoría de Bohr permite a los físicos calcular esas longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que los electrones pueden moverse en órbitas estables dentro del átomo. Mientras un electrón permanece en una órbita a distancia constante del núcleo, el átomo no irradia energía. Cuando el átomo es excitado, el electrón salta a una órbita de mayor energía, a más distancia del núcleo. Cuando vuelve a caer a una órbita más cercana al núcleo, emite una cantidad discreta de energía que corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El electrón puede volver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando órbitas que no estén completamente llenas. Cada línea observada representa una determinada transición electrónica entre órbitas de mayor y menor energía.

En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado que resultan afectados los electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas implican cantidades de energía muy grandes.

El núcleo atómico

En 1919, Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía partículas alfa. Algunas de estas partículas colisionaban con los núcleos de los átomos de nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los átomos de nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformado emitía una partícula positivamente cargada. Se comprobó que esas partículas eran idénticas a los núcleos de átomos de hidrógeno. Se las denominó protones. Las investigaciones posteriores demostraron que los protones forman parte de los núcleos de todos los elementos.

No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el físico británico James Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En cualquier átomo dado, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, al número atómico del átomo. Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones) que tienen diferente número de neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos se identifica con el símbolo 35Cl, y su pariente más pesado con 37Cl. Los superíndices identifican la masa atómica del isótopo, y son iguales al número total de neutrones y protones en el núcleo del átomo. A veces se da el número atómico como subíndice, como por ejemplo }Cl.

Los núcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y un número impar de protones; todos menos cuatro de los isótopos correspondientes a

núcleos de este tipo son radiactivos. La presencia de un gran exceso de neutrones en relación con los protones también reduce la estabilidad del núcleo; esto sucede con los núcleos de todos los isótopos de los elementos situados por encima del bismuto en la tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. La mayor parte de los núcleos estables conocidos contiene un número par de protones y un número par de neutrones.

Radiactividad artificial

Los experimentos llevados a cabo por los físicos franceses Frédéric e Irène Joliot-Curie a principios de la década de 1930 demostraron que los átomos estables de un elemento pueden hacerse artificialmente radiactivos bombardeándolos adecuadamente con partículas nucleares o rayos. Estos isótopos radiactivos (radioisótopos) se producen como resultado de una reacción o transformación nuclear. En dichas reacciones, los algo más de 270 isótopos que se encuentran en la naturaleza sirven como objetivo de proyectiles nucleares. El desarrollo de "rompeátomos", o aceleradores, que proporcionan una energía elevada para lanzar estas partículas-proyectil ha permitido observar miles de reacciones nucleares.

Reacciones nucleares

En 1932, dos científicos británicos, John D. Cockcroft y Ernest T. S. Walton, fueron los primeros en usar partículas artificialmente aceleradas para desintegrar un núcleo atómico. Produjeron un haz de protones acelerados hasta altas velocidades mediante un dispositivo de alto voltaje llamado multiplicador de tensión. A continuación se emplearon esas partículas para bombardear un núcleo de litio. En esa reacción nuclear, el litio 7 (7Li) se escinde en dos fragmentos, que son núcleos de átomos de helio. La reacción se expresa mediante la ecuación

Aceleradores de partículas

Alrededor de 1930, el físico estadounidense Ernest O. Lawrence desarrolló un acelerador de partículas llamado ciclotrón. Esta máquina genera fuerzas eléctricas de atracción y repulsión que aceleran las partículas atómicas confinadas en una órbita circular mediante la fuerza electromagnética de un gran imán. Las partículas se mueven hacia fuera en espiral bajo la influencia de estas fuerzas eléctricas y magnéticas, y alcanzan velocidades extremadamente elevadas. La aceleración se produce en el vacío para que las partículas no colisionen con moléculas de aire. A partir del ciclotrón se desarrollaron otros aceleradores capaces de proporcionar energías cada vez más altas a las partículas. Como los aparatos necesarios para generar fuerzas magnéticas intensas son colosales, los aceleradores de alta energía suponen instalaciones enormes y costosas.

Fuerzas nucleares

La teoría nuclear moderna se basa en la idea de que los núcleos están formados por neutrones y protones que se mantienen unidos por fuerzas "nucleares" extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares, los físicos tienen que perturbar los neutrones y protones bombardeándolos con partículas extremadamente energéticas. Estos bombardeos han revelado más de 200 partículas elementales, minúsculos trozos de materia, la mayoría de los cuales, sólo existe durante un tiempo mucho menor a una cienmillonésima de segundo.

Este mundo subnuclear salió a la luz por primera vez en los rayos cósmicos. Estos rayos están constituidos por partículas altamente energéticas que bombardean

constantemente la Tierra desde el espacio exterior; muchas de ellas atraviesan la atmósfera y llegan incluso a penetrar en la corteza terrestre. La radiación cósmica incluye muchos tipos de partículas, de las que algunas tienen energías que superan con mucho a las logradas en los aceleradores de partículas. Cuando estas partículas de alta energía chocan contra los núcleos, pueden crearse nuevas partículas. Entre las primeras en ser observadas estuvieron los muones (detectados en 1937). El muón es esencialmente un electrón pesado, y puede tener carga positiva o negativa. Es aproximadamente 200 veces más pesado que un electrón. La existencia del pión fue profetizada en 1935 por el físico japonés Yukawa Hideki, y fue descubierto en 1947. Según la teoría más aceptada, las partículas nucleares se mantienen unidas por "fuerzas de intercambio" en las que se intercambian constantemente piones comunes a los neutrones y los protones. La unión de los protones y los neutrones a través de los piones es similar a la unión en una molécula de dos átomos que comparten o intercambian un par de electrones común. El pión, aproximadamente 270 veces más pesado que el electrón, puede tener carga positiva, negativa o nula.

Partículas elementales

Durante mucho tiempo, los físicos han buscado una teoría para poner orden en el confuso mundo de las partículas. En la actualidad, las partículas se agrupan según la fuerza que domina sus interacciones. Todas las partículas se ven afectadas por la gravedad, que sin embargo es extremadamente débil a escala subatómica. Los hadrones están sometidos a la fuerza nuclear fuerte y al electromagnetismo; además del neutrón y el protón, incluyen los hiperones y mesones. Los leptones "sienten" las fuerzas electromagnética y nuclear débil; incluyen el tau, el muón, el electrón y los neutrinos. Los bosones (una especie de partículas asociadas con las interacciones) incluyen el fotón, que "transmite" la fuerza electromagnética, las partículas W y Z, portadoras de la fuerza nuclear débil, y el hipotético portador de la gravitación (gravitón). La fuerza nuclear débil aparece en procesos radiactivos o de desintegración de partículas, como la desintegración alfa (la liberación de un núcleo de helio por parte de un núcleo atómico inestable). Además, los estudios con aceleradores han determinado que por cada partícula existe una antipartícula con la misma masa, cuya carga u otra propiedad electromagnética tiene signo opuesto a la de la partícula correspondiente. Véase Antimateria.

En 1963, los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig propusieron la teoría de que los hadrones son en realidad combinaciones de otras partículas elementales llamadas quarks, cuyas interacciones son transmitidas por gluones, una especie de partículas. Esta es la teoría subyacente de las investigaciones actuales, y ha servido para predecir la existencia de otras partículas.

Liberación de la energía nuclear

En 1905, Albert Einstein desarrolló la ecuación que relaciona la masa y la energía, E = mc2, como parte de su teoría de la relatividad especial. Dicha ecuación afirma que una masa determinada (m) está asociada con una cantidad de energía (E) igual a la masa multiplicada por el cuadrado de la velocidad de la luz ©. Una cantidad muy pequeña de masa equivale a una cantidad enorme de energía. Como más del 99% de la masa del átomo reside en su núcleo, cualquier liberación de grandes cantidades de energía atómica debe provenir del núcleo.

Hay dos procesos nucleares que tienen gran importancia práctica porque proporcionan cantidades enormes de energía: la fisión nuclear -la escisión de un núcleo pesado en núcleos más ligeros- y la fusión termonuclear -la unión de dos núcleos ligeros (a

temperaturas extremadamente altas) para formar un núcleo más pesado. El físico estadounidense de origen italiano Enrico Fermi logró realizar la fisión en 1934, pero la reacción no se reconoció como tal hasta 1939, cuando los científicos alemanes Otto Hahn y Fritz Strassmann anunciaron que habían fisionado núcleos de uranio bombardeándolos con neutrones. Esta reacción libera a su vez neutrones, con lo que puede causar una reacción en cadena con otros núcleos. En la explosión de una bomba atómica se produce una reacción en cadena incontrolada. Las reacciones controladas, por otra parte, pueden utilizarse para producir calor y generar así energía eléctrica, como ocurre en los reactores nucleares.

La fusión termonuclear se produce en las estrellas, entre ellas el Sol, y constituye su fuente de calor y luz. La fusión incontrolada se da en la explosión de una bomba de hidrógeno. En la actualidad, se está intentando desarrollar un sistema de fusión controlada. Véase Energía nuclear; Armas nucleares.

Trabajo enviado por:

Ignacio Romero

El átomoSe acepta hoy en día como definición de átomo: "la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos".Este átomo está constituido por dos partes principales: un núcleo donde está concentrada casi la totalidad de la masa y un nube de partículas elementales que rodea el núcleo y que se mueven alrededor de él.

El núcleoEl núcleo del átomo a su vez de manera básica, está formado por dos tipos de partículas elementales: unas con carga eléctrica elemental positiva, llamadas Protones y otras sin carga eléctrica, conocidas como Neutrones.Los protones y neutrones tienen una masa muy próxima, la que a su vez es, enormemente grande comparada con el resto de las partículas que componen el átomo. Cada elemento químico en particular tiene un número fijo de protones, pero su número de neutrones puede variar, de manera que un mismo elemento puede existir en la naturaleza con diferente relación protones/neutrones en su núcleo. Generalmente alguna de ellas es mayoritariamente abundante y es la que recibe el nombre y propiedades estándares del elemento, el resto se conocen como Isótopos.

 

 

EL ÁTOMO

 

1.- El átomo en la antigüedad

Los filósofos griegos discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia y concluyeron que el mundo era más simple de lo que parecía. Algunas de sus ideas de mayor relevancia fueron:

 

Leucipo Demócrito

En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un sólo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división").

La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse en:

1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles.

2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.

3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego.

Empédocles

Aristóteles

Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por esos 4 elementos pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad.

 

1.1.- La teoría atómica de Dalton

En 1808, John Dalton  publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito. Según la teoría de Dalton:

1.- Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas átomos.

Dalton estableció un sistema para designar a cada átomo de forma que se pudieran distinguir entre los distintos elementos:

2.- Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.

3.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y constante.

De la teoría atómica de Dalton se pueden obtener las siguientes definiciones:

- Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.

- Un elemento es una sustancia pura que está formada por átomos iguales.

- Un compuesto es una sustancia que está formada por átomos distintos combinados en una relación numérica sencilla y constante.

2.- El átomo es divisible

Una vez aceptada la teoría atómica de la materia, los fenómenos de electrización y electrólisis pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la materia y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado por otras partículas fundamentales más pequeñas.

En esta página puedes ver ejemplos sobre fenómenos de electrización.

Los fenómenos eléctricos son una manifestación de su carga eléctrica. La unidad de carga eléctrica en el SI es el culombio (C).

Hay 2 tipos de cargas eléctricas: positiva y negativa. dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen.

La materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga. cuando adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo que de otro.

A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentos permitieron identificar las partículas responsables de la carga negativa (el electrón) y de la carga positiva (el protón). Estos experimentos proporcionaron los datos siguientes sobre la estructura de la materia:

- El átomo contiene partículas materiales subatómicas.

- Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada electrón posee una carga eléctrica elemental.

- Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa.

- Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de cargas eléctricas negativas (electrones) es igual al número de cargas positivas (protones).

3.- Modelos atómicos

En Ciencia, un modelo intenta explicar una teoría mediante una comparación. Un modelo será

tanto más perfecto cuanto más claramente explique los hechos experimentales. El modelo es

válido mientras explica lo que ocurre en los experimentos; en el momento en que falla, hay que

modificarlo.

 

3.1.- Modelo atómico de Thomson

Por ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J. J. Thomson supuso, en 1904,

que la mayor parte de la masa del átomo correspondía a la carga positiva, que, por tanto, debía

ocupar la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de

esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones (como las pasas en un

pudin).

Este modelo permitía explicar varios fenómenos experimentales como la electrización y la

formación de iones.

- La electrización: Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene un cuerpo y es la

responsable de su carga eléctrica negativa o positiva.

- La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o ha perdido electrones. Si gana

electrones tiene carga neta negativa y se llama anión y si pierde electrones tiene carga neta

positiva y se llama catión.

 

3.2.- Modelo atómico de Rutherford

El modelo de Thomson tuvo una gran aceptación hasta que, en 1911, el químico y físico inglés

Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el "Experimento de Rutherford".

En esta página puedes ver cómo este experimento ofrecía unos resultados que no podían

explicarse con el modelo de átomo que había propuesto Thomson y, por tanto, había que

cambiar el modelo.

 

En el experimento se bombardeaba una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas)

procedentes de un material radiactivo y se observaba que:

- La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina sin cambiar de dirección, como era

de esperar.

- Algunas partículas alfa se desviaron considerablemente.

- Unas pocas partículas alfa rebotaron hacia la fuente de emisión.

Puedes ver el experimento en este vídeo.

Aquí tienes otra versión interactiva del mismo experimento.

 

El Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear establece que:

- El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y casi toda la

masa.

- La carga positiva de los protones del núcleo se encuentra compensada por la carga negativa

de los electrones, que están fuera del núcleo.

- El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones del átomo.

- Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo y están separados de éste por

una gran distancia.

3.3.- Los neutrones

La masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, Rutherford

supuso que tenía que haber otro tipo de partículas subatómicas en el núcleo de los átomos.

Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica

recibieron el nombre de neutrones.

Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.

3.4.- Estructura del átomo

Según esto, el átomo quedó constituido así:

- Una zona central o NÚCLEO donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la

mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y los neutrones.

- Una zona externa o CORTEZA donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo.

Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo, por lo que el conjunto del

átomo es eléctricamente neutro.

4.- Identificación de los átomos

Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya que éste es fijo para los átomos de un mismo elemento. Por ejemplo: Todos los átomos de hidrógeno tienen 1 protón en su núcleo, todos los átomos de oxígeno tienen 8 protones en su núcleo, todos los átomos de hierro tienen 26 protones en su núcleo, ..., y esto permite clasificarlos en la tabla periódica por orden creciente de este número de protones.

Número atómico: Es el número de protones de un átomo. Se representa con la letra Z y se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: ZX.

Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.

Número másico: Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se representa con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento: AX.

Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.

De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo:

31H -----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3 - 1 = 2 neutrones y, como es

neutro, tiene 1 electrón.

Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el átomo fuese neutro.

- Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que aparezca con la carga positiva:

2512Mg+2 -----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12 protones, 25 - 12 = 13

neutrones y, al ser positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendría neutro: 12 - 2 = 10 electrones.

- Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que aparezca con la carga

negativa:

199F-1 -----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9 protones, 19 - 9 = 10 neutrones y,

al ser negativo, tendrá 1 electrón más de los que tendría si fuese neutro: 9 + 1 = 10 electrones.

Aquí puedes introducir Z, A y la carga (con su signo) para un átomo determinado y obtendrás el número de partículas que tiene:

 

4.1.- Isótopos

A comienzos del siglo XX se descubrió que no todos los átomos de un mismo elemento tenían la misma masa. Es decir, el número de neutrones puede variar para átomos del mismo elemento.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico, pero distintos números másicos. Es decir, tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones.

Ejemplo: El elemento hidrógeno, cuyo número atómico es 1 (es decir, que posee un protón en el núcleo), tiene 3 isótopos en cuyos núcleos existen 0, 1 y 2 neutrones, respectivamente.

 

5.- Masa atómica relativa

La masa atómica relativa de un elemento es la que corresponde a uno de sus átomos y equivale prácticamente a la suma de las masas de sus protones y neutrones, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse. Así, la mayor parte de la masa del átomo se encuentra en el núcleo.

Como la unidad de masa en el SI, el kilogramo, es demasiado grande se ha buscado una unidad del tamaño de los átomos de la siguiente forma:

- Se ha escogido el átomo de carbono-12 (12C) como átomo de referencia.

- Se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya que tiene 6 protones y 6 neutrones.

- La unidad de masa atómica (uma) es la 1/12 parte de la masa del átomo de carbono-12.

La masa de un átomo medida por comparación con la masa del carbono-12 se llama masa atómica. Se encuentra recogida en la tabla periódica su valor para cada elemento.

En esta página puedes ver las masas atómicas (en uma) de todos los elementos de la tabla periódica.

5.1.- Isótopos y masa atómica

Como hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales. La mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos y esto hay que tenerlo en cuenta para calcular la masa atómica.

La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Por eso, la masa atómica de un elemento no es un número entero).

Ejemplo: El cloro tiene 2 isótopos, 3517Cl y 37

17Cl, que se presentan en la naturaleza con una abundancia del 75,5 % y del 24,5 %, respectivamente.

La masa atómica del cloro será la media ponderada: 35 · 75,5/100 + 37 · 24,5/100 = 35,5 uma.

6.- Nuevos hechos, nuevos modelos

El modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar ciertos hechos:

- La carga negativa del electrón en movimiento iría perdiendo energía hasta caer contra el núcleo y esto haría que los átomos fuesen inestables.

 

- Al hacer pasar radiación visible por un prisma, la luz se descompone en los colores del arco iris, esto se conoce como espectro continuo de la luz visible:

Pues bien, la luz que emiten los átomos de los elementos dan lugar a espectros discontínuos:

El hecho de que cada átomo tenga un espectro de rayas distinto y discontinuo debe estar relacionado con su estructura. Esto no se podía explicar con el modelo de Rutherford.

 

6.1.- El modelo atómico de Bohr

Para solucionar los problemas planteados, el físico danés Niels Bohr formuló, en 1913, una hipótesis sobre la estructura atómica. Sus postulados eran:

1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en las que no emite energía. El electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo.

2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.

 

6.2.- La distribución de electrones

Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Hacia 1920 se introdujeron modificaciones y se desarrollaron nuevos modelos atómicos.

De acuerdo con este nuevo modelo, alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía:

- En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones.

- En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.

- En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.

...

La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce como estructura o configuración electrónica del elemento.

Ejemplos:

2He Tiene sólo 2 electrones. Se sitúan en la primera capa. Se representa como (2). Las capas se colocan entre paréntesis y se separan por comas.

10Ne -> (2,8)

18Ar -> (2,8,8)

11Na -> (2,8,1)

15P -> (2,8,5)

A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones de valencia y, al nivel que ocupan, capa de valencia. Estos

electrones son los responsables de las propiedades químicas de las sustancias