Download átomo - Ciencias de la Naturaleza

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
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
Demócrito
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.
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.
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 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:
3
1H
-----> 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:
25
+2
12Mg
-----> 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:
19
9F
-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
respectivamente.
existen
0,
1
y
2
neutrones,
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.
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 3717Cl, 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.
6.1.- 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
15P
-> (2,8,1)
-> (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
propiedades químicas de las sustancias.
de
las