ÁTOMOS
1. LA CIENCIA QUÍMICATipos de cambios que
puede sufrir la materia
Cambios físicos: se
alteran
algunas propiedades,
pero no
cambia la sustancia
Cambios químicos:
se transforma
la naturaleza de las
sustancias
que intervienen
Cambios nucleares:
unos elementos
químicos se
transforman en otros
La química estudia la constitución, propiedades y
transformaciones de la materia.
Los cambios químicos
consisten en la
descomposición de las
moléculas, o de los
cristales, en sus átomos
constituyentes, y en la
nueva unión de estos
para formar otras
moléculas o cristales
diferentes.
2. EL ÁTOMOEn la antigua Grecia dos concepciones
compitieron por dar una interpretación
racional a cómo estaba formada la materia.
Demócrito consideraba que la materia
estaba formada por pequeñas partículas
indivisibles, llamadas átomos. Entre los
átomos habría vacío.
Aristóteles era partidario de la teoría de
los cuatro elementos, según la cual toda la
materia estaría formada por la combinación
de cuatro elementos: aire, agua, tierra y
fuego.
Aristóteles
(384-322 a.C)
Demócrito
(460-370 a.C)
En 1808 John Dalton recupera la teoría
atómica de Demócrito y considera que
los átomos (partículas indivisibles) eran
los constituyentes últimos de la materia
que se combinaban para formar los
compuestos.
John Dalton(1766-1844)
3. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS
Thomson, en el año 1897, al
descubrir el electrón y
constatar que se encontraban
en cualquier sustancia,
demuestra que los átomos
no son indivisibles, y
elaboró un modelo de átomo
formado por “materia” positiva
que tenía incrustados los
electrones con carga
negativa.
Rutherford ideó un experimento con el
objetivo de comprobar la validez del
modelo de Thomson, en el que bombardeó
una lámina de oro muy fina con partículas
, con una masa cuatro veces mayor que
la de un átomo de hidrógeno y una carga
doble que la del electrón, pero positiva. E. Rutherford
(1871-1937)
Resultados de la experiencia
1. La mayor parte de las
partículas atravesaban la
lámina sin desviarse.
2. Algunas partículas sufrían
desviaciones.
3. Raras veces, alguna
partícula rebotaba y volvía
hacia atrás.
Lámina de oro
Fuente de partículas
Recubrimiento interior de sulfuro de zinc.
Cuando las partículas alfa chocan contra el recubrimiento interior se produce un chispazo
La interpretación dada por Rutherford fue la siguiente:
Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto no
deberían observarse desviaciones ni rebotes de las partículas
incidentes. Éstas atravesarían limpiamente los átomos sin
desviarse.
+
Para que las partículas se desvíen deben encontrar en su
trayectoria una zona (núcleo) en la que se concentre carga de
signo positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de
las partículas a.
La zona en la que se concentra la masa y la carga positiva
debería de ser muy pequeña comparada con la totalidad del
átomo.
Los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo.
Si la partícula
golpea contra el núcleo, sale rebotada hacia atrás.
+
+
+
+
La partícula , que tiene carga positiva, es repelida por el núcleo si pasa cerca de él.
+
Modelo atómico de Rutherford: también llamado modelo
nuclear. En él se contemplan dos partes: núcleo y corteza
Modelo atómico de
Rutherford
Núcleo: muy pequeño.
Formado por protones y
neutrones. En el se
encuentra toda la carga +
y casi toda la masa del
átomo
Corteza: constituido por los
electrones del átomo, girando
alrededor del núcleo y a gran
distancia. Tiene una masa muy
pequeña y en ella se encuentra
toda la carga negativa
El desarrollo de este
modelo implicó el
descubrimiento de
nuevas partículas
elementales: protones
y neutrones que son
los ladrillos con los que
se construyen los átomos.
Nombr
e
Símbol
o
Carga
(uec)
Masa
(u)
Electró
ne- -1 1/1850
Protón p +1 1
Neutró
nn 0 1
Vamos a definir los conceptos de número atómico y número
másico.
Número atómico (Z): es el número de protones
que contiene un átomo. Es lo que nos define la
naturaleza química de un elemento. Los átomos,
al ser eléctricamente neutro, tienen el mismo
número de protones y electrones.
Número másico (A): es la suma de neutrones y
protones del núcleo (nucleones).
Si N es el número de neutrones, la relación entre
ellos:
A=Z+N
Isótopos: son los átomos de un mismo elemento que tienen
distinto número de neutrones.
El número de neutrones puede
variar sin que cambie las
propiedades químicas del elemento.
En general todos los elementos
químicos están formados por una
mezcla de isótopos.
En la imagen aparecen los tres
isótopos del hidrógeno.
Los isótopos radiactivos y sus aplicaciones: Los núcleos
atómicos suelen tener tantos neutrones como protones, o
algunos más. Pero cuando hay muchos más neutrones, los
núcleos se hacen inestables.
• Los isótopos radiactivos emiten partículas α
(núcleos de helio) o partículas β (electrones) y
radiaciones φ (radiación electromagnética). Con
ello cambian su número atómico (Z), y se
transmutan en otro elemento químico, de núcleo
estable.
• Estas radiaciones no las captan nuestros
sentidos, son muy energéticas y peligrosas,
aunque tienen importantes aplicaciones.
El modelo de Rutherford, simple y atractivo, entró en
fuerte contradicción con la teoría electromagnética,
firmemente establecida. Según esta teoría toda carga
acelerada (y el electrón lo está, ya que al girar alrededor
del núcleo tiene una aceleración centrípeta), debe emitir
energía en forma de radiación electromagnética. En
consecuencia, el electrón iría perdiendo energía, con lo
que su órbita se acercaría cada vez más hacia el
núcleo, precipitándose finalmente sobre él: el átomo
sería inestable. Por otra parte, la energía de la radiación
emitida debería variar de manera continua. Ninguno de
estos hechos está de acuerdo con la experiencia, pues:
- los átomos presentan un espectro discontinuo
- el modelo es inconsistente con la teoría
electromagnética clásica
Modelo atómico de capas: En 1913, el científico danés Niels
Bohr (1885-1962) propuso un nuevo modelo que atómico,
basándose en el de Rutherford, que superaba los
inconvenientes del modelo anterior y permitía explicar el
espectro de emisión del átomo de hidrógeno
Postuló que:
El electrón gira en torno al núcleo en ciertas
órbitas, en las cuales ni absorbe ni emite
energía. Se llaman órbitas estacionarias.
En cada órbita, el electrón tiene un valor
determinado de energía, que es tanto mayor
cuanto más alejado del núcleo está.
Cuando un electrón pasa de una órbita de
mayor energía a otra de menor energía, emite
radiación electromagnética, cuya energía es
igual a la diferencia de energía entre las dos
órbitas.
Los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen una
capacidad limitada:
Primer nivel (K): el más
cercano al núcleo, hasta 2
electrones.
Segundo nivel (L): hasta 8
electrones.
Tercer nivel (M): hasta 18
electrones.
Cuarto nivel (N): hasta 32
electrones.
Los electrones se colocan
ocupando el nivel de menor
energía que esté libre.
El modelo atómico actual: Pronto se vio
que el modelo atómico de Bohr era
insuficiente para explicar otros fenómenos
como las nuevas líneas que se iban
encontrado en los espectros atómicos.
Este hecho indujo a pensar que en cada
nivel energético podían existir subniveles.
Las ideas de un numeroso grupo de
científicos como el austriaco Schödringer y
el alemán Heisemberg se tradujeron en
lo que se conoce como modelo cuántico,
vigente en la actualidad con ciertas
correcciones.
Edwin Schrödinger
• Según este modelo cada nivel energético puede tener subniveles,
tantos como indica su número de nivel. Así el primer nivel de
energía, n = 1, tiene un subnivel, el segundo, n =2, dos subniveles,
el tercero, n = 3, tres subniveles, ….
• Los subniveles se denominan s, p, d y f. Dentro de un mismo nivel
de energía de los subniveles energéticos aumenta en el orden
s<p<d<f
• Orbitales atómicos: el modelo actual del átomo demuestra que no
es posible conocer la trayectoria exacta de un electrón y que por
tanto no tiene sentido el concepto de órbita. Surge entonces el
concepto de orbital “zona del espacio donde la probabilidad de
encontrar un electrón es superior al 90 %. En él caben un
máximo de 2 electrones”.
• Existen cuatro tipos de orbitales atómicos s, p, d y f, según se
encuentren en los subniveles s, p, d y f. Hay un orbital del tipo s, tres
del tipo p, cinco del tipo d y siete del tipo f.
• Se llama configuración electrónica a la forma en la que los
electrones se distribuyen en un átomo
•Número máximo de electrones por nivel
s 2
p 6
d 10
f 14
Los electrones van ocupando los orbitales de menor a mayor
energía, hasta completar un nivel. A continuación comienzan a
ocupar el siguiente nivel. El orden de llenado de los niveles se
obtiene a partir del diagrama de Möeller.