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El átomo
En las siguientes páginas estudiaremos la química desde su nivel más
estructural y básico.
Al inicio hablaremos del átomo, luego abordaremos los elementos químicos y la
tabla periódica.
Más adelante, nos referiremos a las moléculas, que se organizan por la unión
química de dos o más átomos.
En la filosofía de la antigua Grecia la palabra “átomo” se empleaba para referirse
a la parte más pequeña de materia que podía concebirse y era considerada
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 los estudiosos solo se limitaban a
especular sobre él.
Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, 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 enlace químico.
El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.
Una idea sobre al
átomo.
Todos tenemos
estudiado que un
átomo está
conformado por
protones,neutrones(
que están en el
núcleo) y los
electrones que giran a
su alrededor.
Veremos …
¿SABÍAS QUE?
Un átomo es tan pequeño que una
sola gota de agua contiene más de
mil trillones de átomos.
Ahora ya conocemos qué es un átomo; pero ¿habrá sido fácil hablar de átomo
en la Antigüedad? Pongámonos en el lugar de aquellas personas que
comenzaron a formular estos conceptos.
Los estudiosos de este campo desarrollaron sus primeros conceptos
empleando teorías, las que constituían propuestas acerca de cómo concebir un
hecho.
Por ejemplo, antiguamente, para hablar de átomo se tenía que hacer una serie
de propuestas del tipo especulativas. Así, se entendía que un hombre de
ciencias planteaba una teoría sobre el átomo, explicando su concepto y
formulando, también, un par de otras ideas importantes.
Con el correr de los siglos y el uso del método científico las teorías se han
transformado en hechos y acontecimientos de importancia histórica.
Los primeros humanos distinguían fácilmente entre los materiales
para hacer ropa, instrumentos o bienes para alimentarse. Ellos
desarrollaron un lenguaje con palabras que describían estas cosas,
tales como “piel,” “piedra” o “conejo.” Sin embargo, ellos no
tenían nuestro actual conocimiento sobre las sustancias que
componen estos objetos. Empédocles, un filósofo y científico
griego que vivió en la costa sur de Sicilia, entre los años 492 y
432 AC, propuso una de las primeras teorías que intentaba
describir las cosas que nos rodean. Empédocles argumentó que
toda materia se compone de cuatro elementos : fuego, aire, agua y
tierra. La proporción de estos cuatro elementos afecta las
propiedades de la materia. La teoría de Empédocles era muy
estimada, pero tenía varios problemas. Por ejemplo, no importa
cuántas veces se rompe una piedra en dos, las piezas nunca se
parecen a ninguno de los elementos esenciales del fuego, del aire,
del agua o de la tierra. A pesar de estos problemas, la teoría de
Empédocles fue un desarrollo importante del pensamiento
científico ya que es una de las primeras en sugerir que algunas
sustancias que parecían materiales puros, como la piedra, en
realidad se componen de una combinación de diferentes
"elementos".
Algunas décadas después de Empédocles, Demócrito, otro griego que vivió del año
460 al 370 AC, desarrolló una nueva teoría de la materia que trataba de resolver el
problema de su predecesor. Las ideas de Demócrito se basaban en el
razonamiento, en vez de basarse en la ciencia. Demócrito sabía que si uno toma
una piedra y la corta en dos, cada mitad tiene las mismas propiedades que la piedra
original. El infirió que si uno continúa cortando la piedra en piezas cada vez más
pequeñas, llega un momento en que el pedazo de piedra es tan pequeño que no se
lo puede dividir más. Demócrito llamó a estos pequeños pedazos infinitesimales
átomos, lo que quiere decir “indivisibles”. Sugirió que los átomos eran eternos y que
no podían ser destruídos. Demócrito teorizó que los átomos eran específicos al
material que los formaban. Esto quiere decir que los átomos de piedra eran propios
a la piedra y diferentes de los átomos de otros materiales, tales como la piel. Esta
era una extraordinaria teoría que intentaba explicar todo el mundo físico en términos
de unas cuantas ideas.
piedra
piel
Finalmente, sin embargo, Aristóteles y Platón, dos de los filósofos más conocidos de la Antigua
Grecia, rechazaron las teorías de Demócrito. Aristóteles aceptó la teoría de Empédocles,
añadiendo su (incorrecta) idea que los cuatro elementos esenciales se podían transformar entre sí.
Debido a la gran influencia de Aristóteles, la teoría de Demócrito, y la ciencia en general, se atrasó
casi 2,000 años.
En los siglos 17 y 18 DC, varios eventos de importancia ayudaron a revivir la teoría que postulaba
que la materia está hecha de partículas pequeñas e indivisibles. En 1643, Evangelista Torricelli, un
matemático italiano y pupilo de Galileo, demostró que el aire tenía peso y que era capaz de
derribar una columna de mercurio líquido (inventado así el barómetro). Este fue un descubrimiento
sorprendente. Si el aire, una sustancia que no podiamos ver, sentir u oler, poseía peso, tenía que
estar hecho de algo físico. ¿Pero cómo era posible que algo tuviese una presencia física sin
responder al tacto o la visión humana? Daniel Bernoulli, un matemático suizo, propuso la
respuesta. Desarrolló una teoría que postulaba que el aire y otros gases estaban compuestos de
pequeñas partículas, muy pequeñas para ser vistas y que, además, estaban libremente
empaquetadas en un volumen de espacio vacio. Estas partículas no podían sentirse porque, al
contrario que una pared de piedra sólida que no se mueve, las pequeñas partículas se mueven a
un lado cuando una mano humana o un cuerpo las atraviesa. Bernoulli concluyó que si estas
partículas no estuviesen en un movimiento constante, se caerían al piso como partículas de polvo.
De este modo, visualizó el aire y otros gases como colecciones de pequeñas partículas parecidas
a bolas de billar que se mueven continuamente y rebotan entre ellas.
Muchos científicos estaban ocupados en estudiar el mundo natural durante este
período. Poco después de que Bernoulli propusiese su teoría, el Inglés Joseph
Priestley empezó a experimentar con el mineral mercurio calx en 1773. Durante
miles de años se conocía y codiciaba al mercurio calx, una piedra sólida roja,
porque cuando se lo calienta parece convertirse en merucrio, un metal líquido
plateado. Priestley observó que el mercurio calx no sólo se convierte en mercurio,
sino que efectivamente se convierte en dos sustancias cuando se lo calienta,
mercurio líquido y otro extraño gas. Priestely cuidadosamente recogió este gas en
una jarra de vidrio y lo estudió. Después de muchos largos días y noches en el
laboratorio, Priestley dijo del extraño gas, “lo que me sorprendió más de lo que
puedo buenamente expresar, es que una vela se consumió en este aire con una
notable y vigorosa llama.” No solamente la llamas se consumieron vigorosamente
en este gas, sino un ratón puesto en un contenedor sellado con este gas vivió
durante un período de tiempo más largo que un ratón puesto en un contenedor
sellado con aire ordinario. El descubrimiento de Priestley reveló que las sustancias
se podían combinar o separar para formar nuevas sustancias con diferentes
propiedades. Por ejemplo, un gas incoloro y sin olor puede combinarse con el
mercurio, un metal plateado, y formar mercurio calx, un mineral rojo.
Priestley denominó al gas que descubrió aire deflogístico, pero este nombre no se
conservó. En 1778 Antoine Lavoisier, un científico francés, condujo muchos
experimentos con el aire deflogístico y teorizó que el gas convertía algunas
sustancias en ácidas. Lavoisier le cambió el nombre al gas de Priestley por el de
oxígeno, que proviene de las palabras griegas que quieren decir “hacedor de ácido”.
Mientras que la teoría de Laovisier sobre el oxígeno y los ácidos resultó incorrecta,
se conservó el nombre. Lavoisier sabía por otros científicos anteriores a él, que los
ácidos reaccionan con algunos metales y sueltan otro extraño y altamente inflamable
gas, llamado flogisto. Lavoisier mezcló los dos gases, flogisto y el ahora denominado
oxígeno, en un contenedor de vidrio cerrado e insertó un fósforo. Vió que el flogisto
se consumía inmediatamente en presencia del oxígeno y después observó que
había gotas de un líquido incoloro en el contenedor de vidrio. Después de
cuidadosas pruebas, Lavoisier se dió cuenta que el líquido que se formaba por la
reacción del flogisto y del oxígeno era agua. De esta manera, llamó al flogisto
hidrógeno que proviene de las palabras griegas “hacedor de agua”. Lavoisier
también quemó otras sustancias como el fósforo y azufre en el aire, y demostró que
se combinaban con el aire y creaban nuevos materiales. Estos nuevos materiales
pesaban más que las sustancias originales, con lo cual Lavoisier demostró que el
peso obtenido por los nuevos materiales, era el mismo que se perdía en el aire en el
que se quemaban las sustancias. A partir de estas observaciones, Lavoisier postuló
la Ley de la Conservación de la Masa, que dice que no se pierde o gana masa
durante una reacción química.
Priestley, Lavoisier y otros habían sentado las bases para el campo de la química. Sus
experimentos demostraron que algunas sustancias pueden combinarse con otras para
formar nuevos materiales; otras sustancias pueden separarse para formar otras más
simples; y algunos “elementos” importantes no pueden separarse. Pero, ¿qué podía
explicar estas complejas series de observaciones?
John Dalton, un excepcional profesor y científico británico, reunió las piezas y
desarrolló la primera teoría atómica moderna en 1803.
Dalton convirtió en un regular hábito observar y anotar el clima en su pueblo,
Manchester, en Inglaterra. A través de sus observaciones de la niebla matutina y
otras constantes climáticas, Dalton comprendió que el agua podía existir como un
gas que se mezclaba con el aire y ocupaba el mismo espacio que el aire. Los
sólidos no podían ocupar el mismo espacio. Por ejemplo, el hielo no podía
mezclarse con el aire. Entonces ¿qué podía permitir que el agua algunas veces
se comportase como un sólido y otras veces como un gas?
Daltón comprendió que la materia se componía de pequeñas partículas.
En el estado gaseoso, estas partículas flotan libremente y pueden mezclarse con
otros gases, tal como había propuesto Bernoulli.
Pero Daltón extendió esta idea para aplicarla a toda materia - gases, sólidos y
líquidos.
Daltón primero propuso parte de su teoría atómica en 1803 y después pulió
estos conceptos en su trabajo clásico de 1808 Un Nuevo Sistema de la Filosofía
Química
JOHN DALTON
Los
elementos de
Dalton
La teoría de Dalton tiene cuatro principales conceptos:
1.-Toda materia se compone de partículas indivisibles llamadas átomos.
Bernoulli, Daltón y otros visualizaban los átomos como pequeñas partículas en forma de bolas
de billar en varios estados de movimiento. A pesar de que este concepto es útil porque nos
ayuda a entender los átomos, es incorrecto, como veremos en los módulos posteriores sobre
teoría atómica, cuyos enlaces están al final de este módulo.
2.-Todos los átomos de un elemento dado son idénticos; los átomos de
diferentes elementos tienen diferentes propiedades.
La teoría de Daltón sugería que cada átomo de un elemento tal como el oxígeno, es idéntico a
cada átomo de oxígeno; es más, los átomos de diferentes elementos, tales como el oxígeno o
el mercurio, son diferentes uno del otro. Daltón caracterizó a los elementos de acuerdo a su
peso atómico; sin embargo cuando los isótopos de los elementos fueron descubiertos al final
del 1800, este concepto cambió.
3.-Las reacciones químicas requieren la combinación de átomos, no la
destrucción de átomos.
Los átomos son indestructibles e incambiables, así que los compuestos, como el agua y el
mercurio calx, se forman cuando un átomo se combina químicamente con otros átomos. Este
es un concepto extremadamente avanzado para su tiempo. Mientras que la teoría de Daltón
implicaba que los átomos se juntaban, pasarían más de 100 años antes que los científicos
empezaran a explicar el concepto de la unión química.
4.-Cuando los elementos reaccionan para formar compuestos, reaccionan en
relaciones definidas y en números completos.
Los experimentos que Daltón y otros realizaron, demostraron que las reacciones no son
eventos al azar; sino que proceden de acuerdo a fórmulas precisas y bien definidas. Este es un
importante concepto en química, que se discute con más detenimiento a continuación.
Teoría de Dalton
En 1808, John Dalton retoma las antiguas ideas de Leucipo y
de Demócrito y publica su teoría atómica; en dicha teoría sugiere:
-Postulados:
1.-Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e
indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en
cualquier proceso químico.
2.-Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en
masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química.
3.-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen,
solo cambian su distribuición.
4.-Los compuestos químicos están formados por "atómos de
compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o
más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un
mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa
definidas y constantes.
De la teoría atómica de Dalton destacamos las siguientes
definiciones:
•Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva
sus propiedades.
•Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales.
•Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos
distintos combinados en proporciones fijas.
TEORIA ATÓMICA DE THOMSON
Hasta los últimos años del siglo XIX, el modelo aceptado del átomo se parecía a una
bola de billar - una pequeña esfera sólida. En 1897, J.J. Thomson cambió
dramáticamente la visión moderna del átomo con su descubrimiento del electrón. El
trabajo de Thomson sugiere que el átomo no es una partícula 'indivisible' como John
Dalton había sugerido, sino más bien un rompecabezas compuesto de piezas todavía
más pequeñas.
La noción de Thomson sobre el electrón se origina en su investigación sobre una
curiosidad científica del siglo XIX: el tubo de rayo catódico. Durante años, algunos
cientifícos habían tenido conocimiento del hecho que si una corriente eléctrica pasaba a
través de un tubo, se podía ver un rayo de material resplandeciente. Sin embargo, nadie
podía explicar el por qué. Thomson descubrió que el misterioso rayo resplandeciente se
torcía hacia una placa eléctrica cargada positivamente. Thomson teorizó, y
posteriormente se probó que estaba en lo cierto, que, en realidad, el rayo estaba
compuesto de pequeñas partículas o pedazos de átomos que llevaban una carga
negativa. Más tarde, a estas partículas se las llamó electrones.
Thomson imaginó que los átomos parecían pedazos de pan con uvas pasas o una
estrucura en la cual grupos de pequeños electrones cargados negativamente (las 'uvas
pasas') estaban dispersas dentro de una mancha de cargas positivas (el 'pan', ya que
Eugen Golstein había descubierto en 1886 que los átomos tenían cargas positivas).
PROPAGACIÓN DE LOS RAYOS CATÓDICOS
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000
volts).
En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).
Con este experimento Thomson averiguó cómo se desplazaban los rayos
Pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un
destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000
volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).
Con este experimento demostró de dónde salían
los rayos.
Como los rayos partían del cátodo, se les llamó
rayos catódicos
TIENEN MASA LOS RAYOS?
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de
10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001
mm de Hg).
Con este experimento Thomson averiguó si los rayos tenían masa
En el camino de los rayos interpuso una pequeña rueda. Observó que la rueda
giraba como consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los rayos poseían
masa.
¿QUÉ CARGA TIENEN LOS RAYOS?
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de
10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001
mm de Hg).
Con este experimento Thomson averiguó qué carga tenían los rayos
Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, comprobó que los
rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban
al polo positivo. Este comportamiento indicaba que los rayos eran
partículas negativas.
Si se somete un gas a bajas presiones, y a una diferencia de potencial de más de
10000 volts desde uno de sus electrodos parten rayos.
Las propiedades de estos rayos fueron estudiadas por Thomson, quien llegó a las
siguientes conclusiones sobre los mismos:
se desplazaban en línea recta
los rayos partían del cátodo
los rayos poseían masa
los rayos eran partículas negativas
Thonsom
Con todo esto y como por entonces se sabía que el átomo
estaba en estado neutro:
Propuso el siguiente modelo:
El átomo se encuentra formado por una esfera con carga
positiva, en la cual se encuentran incrustadas las partículas
de carga negativa, llamadas electrones, como si se tratase
de unas uvas pasas en un pastel.
Además, como el átomo es neutro, el número de cargas
positivas debe ser igual al número de electrones o cargas
negativas
Modelos atómicos
Un modelo científico intenta explicar unha
teoría mediante unha comparación. Un
modelo será tanto máis perfecto canto máis
claramente explique os feitos experimentais.
Se xorde unha nova experiencia que non pode
adaptarse ó modelo, este debe ser revisado e,
no seu caso, rexeitado. Pois ben, isto é
precisamente o que ocorreu cos modelos
atómicos.
O modelo atómico de Thomson
Ó ser tan pequena a masa dos electróns, o físico
inglés J.J. Thomson supuxo, en 1904, que a maior
parte da masa do átomo correspondía á carga
positiva, que, polo tanto, debía de ocupar a maior
parte do volume atómico. Thomson imaxinou o
átomo como unha especie de esfera positiva
continua na que se encontran incrustados os
electróns, máis ou menos como as uvas pasas nun
pudin
Este modelo do «pudin de pasas» de Thomson era bastante
razoable e foi aceptado durante varios anos, xa que, ademais,
proporcionaba unha explicación ós seguintes fenómenos:
. A formación de ións.
Un ión é un átomo que gañou ou perdeu un ou máis electróns.
Os electróns arríncanse con facilidade, de xeito que o seu
número dentro do átomo pode variar, mentres que o número
de protóns é fixo sempre para cada átomo.
Se un átomo perde un electrón, adquire unha carga neta
positiva, e se gaña un electrón, unha carga neta negativa.
. A electrización. O exceso ou a deficiencia de electróns que
teña un corpo é o responsable da súa carga negativa ou
positiva.
Nalgunhas ocasións, ó fretar un obxecto contra un pano,
aquel perde electróns. Esta falta de electróns fai que o
obxecto quede cargado positivamente.
Outras veces, sen embargo, é o pano o que cede electróns ó
obxecto. Este exceso de electróns fai que o corpo quede
cargado negativamente. É o que ocorreu coa variñade
plástico fretada co pano de tea.
El Interior del Átomo
El neocelandés Ernest Rutherford trabajó en Cavendish en la última
década del siglo XIX.
En 1898 fue nombrado
profesor de física en la Universidad McGill, en Montreal. Allí
descubrió la existencia de dos radiaciones, llamándolas "alfa" y
"beta" (la tercera, "gamma", fue descubierta mucho después).
Rutherford pudo demostrar que los misteriosos rayos alfa eran, en
terminología actual, núcleos de átomos de helio. Realizó
experimentos en los que colocaba pequeñas muestras
de
elementos radiactivos que emitían partículas alfa junto a un tubo
herméticamente vacío. Al cabo de cierto tiempo, análisis químicos
muy sensibles señalaban la presencia de helio en el tubo. Dado que
únicamente la radiación alfa entraba al tubo, la conexión entre dicha
radiación y el helio quedó establecida
Su descubrimiento le valió el premio Nobel de química en 1908, aunque él
siempre se consideró a si mismo como un físico y consideraba a la
química como una rama muy inferior de la ciencia..
En contra de lo normal, Rutherford realizó su trabajo más importante
después de recibir el premio Novel. En 1907 Rutherford se trasladó a la
Universidad de Manchester en Inglaterra, allí continuó con sus
experimentos con partículas alfa. Uno de los temas más candentes por
aquella época era estudiar el modo en que estas partículas atravesaban
finas láminas metálicas.
En 1909, Hans Geiger y Ernest Marsden, que trabajaban en el
departamento de Rutherford, llevaron a cabo estos tipos de experimentos.
Las partículas alfa provenían de átomos radiactivos naturales (no existían
aún los aceleradores de partículas). El proceso de las partículas dirigidas
contra la hoja metálica quedaba determinado por contadores de centelleo,
pantallas fluorescentes que brillan cuando incide sobre ellas una partícula
alfa. Algunas partículas atravesaban el metal, otras eran desviadas y
emergían formando un ángulo respecto a la dirección original del haz. Lo
extraño era que algunas rebotaban en la hoja metálica y volvían en la
misma dirección pero con sentido contrario. Este comportamiento no
podía ser posible si el átomo era como Thomson lo había descrito
Había que cambiar el modelo atómico ya que las partículas alfa poseen una
masa superior a 7000 veces la del electrón.
Imaginemos una fila de canicas (bolitas) todas del mismo tamaño separadas,
una de la otra, por mucho espacio. Si lanzamos contra ellas una pelota de
tenis el comportamiento a esperar es que pase de largo o, si choca con varias
canicas, se desvíe un poco de su trayectoria original. Nunca esperaríamos
que vuelva por el mismo camino en que fue. Para que eso suceda tendría que
haber "chocado" con "algo" tan grande o más que ella.
Así que en 1911 Rutherford propuso un nuevo modelo del átomo que resultó
ser la base del conocimiento actual de la estructura atómica. Según Thomson
el átomo era casi todo vacío, pero los experimentos llevados a cabo
demostraron que un número sorprendentemente alto de partículas (una de
cada mil) fueron dispersadas en ángulos cercanos al llano. Esto sólo era
posible si el átomo poseyera la mayor parte de su masa virtualmente
concentrada en una región central. a esta concentración de masa Rutherford
la denominó "núcleo". Ya que este repelía a las partículas alfa que estaban
cargadas positivamente, supuso que debía tener carga positiva.
En 1919, empleando técnicas similares a las que había permitido identificar a las
partículas alfa, demostró que las colisiones de partículas alfa con núcleos se
obtenían núcleos de hidrógeno. Dado que el hidrógeno es el átomo más liviano,
su núcleo jugó un papel fundamental en el modelo confeccionado por Rutherford,
es así que lo denominó "protón" (el primero). Siendo la función más evidente del
núcleo equilibrar eléctricamente al átomo ¿por qué ha de haber más protones que
electrones?, por ejemplo el hidrógeno posee un protón y un electrón; el núcleo del
átomo de helio, que posee dos electrones, debía tener dos protones y el átomo de
Uranio que poseía 92 electrones necesitaba 92 partículas positivas en su núcleo.
Si el helio tiene el doble de protones que el hidrógeno y la masa del átomo está casi
toda contenida en el núcleo, cabe esperar que un litro de helio pese el doble que el
de hidrógeno. El problema es que un mismo volumen de helio es cuatro veces más
pesado que el de hidrógeno. Este hecho hizo que, en 1920, Rutherford postulara la
existencia de otra partícula que ubicó también en le núcleo, sin carga y que fuera un
poco mayor que el protón (en realidad es un poco mas grande que el protón y el
electrón juntos) y lo denominó Neutrón. La existencia del neutrón pudo comprobarse
recién en 1932.
Veamos como trabajó Rutherford
Para analizar cual era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un experimento:
El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa
(núcleos de helio).
De ser correcto el modelo atómico de Thomson, el haz de partículas debería
atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas a su trayectoria.
Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin
sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado
significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados.
Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thomson fuese correcto.
Experimento de
Rutherford
Ernest Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada en su
núcleo. También postuló que los electrones (ver glosario), 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.
Estudiando los impactos sobre la pantalla fluorescente observó que:
la mayoría de los rayos alfa
atravesaban la lámina sin sufrir
desviación;
algunos se desviavan;
y muy pocos rebotaban.
Lo que sucedió en el experimento fue similar a lo que sucedería si
tratamos de tirar pequeños bollitos de papel a través de una reja.
La mayoría pasará sin desviarse,
porque la mayor parte de la reja es
espacio vacío.
Algunos pasarán desviándose,
porque sólo algunos alcanzan a
tocar los barrotes de la reja.
Muy pocos rebotarán,
porque son muy pocos los que
chocan de frente contra los
barrotes de la reja.
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la
lámina sin desviarse, porque igual que en
caso de la reja, la mayor parte del espacio
de un átomo es espacio vacío.
Algunos rayos se desviaban, porque pasan
muy cerca de centros con carga eléctrica del
mismo tipo que los rayos alfa (CARGA
POSITIVA).
Muy pocos rebotan, porque chocan frontálmente
contra esos centros de carga positiva.
Es este modelo de thomson, es
lógico pensar que todas las
partículas rebotarían ,porque
según este modelo todo el
centro es una masa positiva
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de
electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga
eléctrica positiva.
El módelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente
manera:
1.- El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica
positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
2.- Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo
en órbitas circulares.
3.- La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones
debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es
eléctricamente neutro.
Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo,
sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del
orden de 10-10 m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10-14m).
El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces
menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la
organización atómica de la materia.
El modelo del átomo de RUTHERFORD se parecía a un sistema solar en
miniatura, con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor.
Este modelo de Ruherford
se conoce como el de las
órbitas electrónicas.
Los electrones se dispones
en capas alrededor del
núcleo.
electrones
Estas líneas representan
órbitas.
Recordad que las órbitas
son líneas imaginarias
Los electrones son atraídos
por el núcleo po fuerzas
electrostáticas pero no se
precipitan sobre él, la corteza
donde están los electrones
son de carga negativa y el
núcleo es positivo estando en
su interior los protones.
Los protones no se repelen
porque hay fuerzas internan
que los retienen.
Niels Bohr
Niels Henrika David Böhr (7 de octubre de 1885 - 18 de noviembre de 1962) fue
un físico danés que realizó importantes contribuciones para la comprensión de la
estructura del átomo y la mecánica cuántica.
Nació en Copenhague, hijo de Christian Bohr y Ellen Adler. Tras doctorarse en la
Universidad de Copenhague en 1911, completó sus estudios en Manchester,
Inglaterra a las órdenes de Ernest Rutherford. Basándose en las teorías de éste,
publicó su modelo atómico en 1913, introduciendo la teoría de las órbitas
cuantificadas , lo de los orbitales electrónicos vendría con la teoría mecánica
cuántica, en torno al núcleo atómico de forma que los orbitales exteriores contaban
mayor número de electrones que los próximos al núcleo.
En su modelo, además, los electrones podían caer desde un orbital exterior a otro
interior, emitiendo un fotón de energía discreta, hecho sobre el que se sustenta la
mecánica cuántica.
En 1916, Bohr comenzó a ejercer de profesor en la Universidad de Copenhague,
accediendo en 1920 a la dirección del recientemente creado Instituto de Física
Teórica.
En 1922 recibió el Premio Nobel de Física por sus trabajos sobre la estructura
atómica y la radiación.
Bohr, además concibió el principio de la complementariedad según el cual, los
fenómenos pueden analizarse de forma separada cuando presentan propiedades
contradictorias. Así por ejemplo, los físicos, basándose en este principio,
concluyeron que la luz presentaba una dualidad onda-partícula mostrando
propiedades mutuamente excluyentes según el caso
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 (o 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. Así, 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 cabe 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 electrones más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo
determinan el comportamiento químico del átomo.
El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose
de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar
sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema
Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas
específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético.
Cada órbita, puede entonces identificarse mediante un número entero n que
toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de
Número Cuántico Principal.
Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno
para realizar el modelo que lleva su nombre.
Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz
de explicar la estabilidad de la materia y los
espectros de emisión y absorción discretos que
se observan en los gases. Describió el átomo de
hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a
su alrededor un electrón. El modelo atómico de
Bohr partía conceptualmente del modelo atómico
de Rutherford y de las incipientes ideas sobre
cuantización que habían surgido unos años antes
con las investigaciones de Max Planck y Albert
Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de
Bohr es todavía utilizado frecuentemente como
una simplificación de la estructura de la materia
Modelo atómico de Sommerfeld
El modelo atómico de Bohr (1913) funcionaba muy bien para el átomo de
hidrógeno. Sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros
elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético
tenían distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el modelo. La
conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.
En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el
cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también
podían girar en órbitas elípticas.
Esto dio lugar a un nuevo número cuántico, el Número cuántico azimutal,
que determina la forma de los orbitales.
Para nosotros será el número cuántico secundario
12
111
09
8
7
6
5
Podíamos seguir describiendo tipos de orbitales para
niveles energéticos sucesivos, pero quizás es
preferible deducir la fórmula que nos dice el número
de orbitales posibles para cada nivel energético, Se
obtiene por la expresión
S = 1 + 3 + 5 +- 7 +
+ 2n - 1 = n2 "
4
3
2
1
Según veremos más 'adelante, el número máximo de
6
electrones que puede alojar cada orbital es dos
(Principio de exclusión), Luego en un nivel electrónico
o capa determinados pueden alojarse 2& electrones,
siendo ri el número
cuántico principal.
5
4
En la biblioteca de la figura
los libros sólo se pueden
colocar en los estantes,
pero no en los espacios
intermedios.
De
modo
similar, los electrones sólo
es posible encontrarlos en
determinados niveles de
energía.
b) Principio de indeterminación
de Heisenberg,
3
2
Heisenberg lo
enunció así: "Es imposible conocer y
determinar exacta y sirnultáneamente la velocidad y
la posición de un electrón aislado)"
Admitido este principio, cae por sí mismo todo modelo
atómico que sitúa al electrón en una órbita concreta, o
calcula las energías de los niveles energéticos partiendo de
distancias o radios de órbitas.
Todo el tratamiento científico actual apela a los valores de la
probabilidad que tiene una zona del espacio de contener al
electrón,
ESTRUCTURA Fina.- Teoría de Sommerfeld
Cuando se estudian los espectros energéticos se pueden observar que
cada raya, se desdobla en otras muy próximas.
Es la estructura fina .
Sommerfeld supone que cada nivel determinado por el número cuántico
principal “ n” está formado por una serie de subnivels muy próximos.
Introduce el cálculo del número cuántico secundario “ l” que puede
tomar valores desde 0,1,2.. hasta n-1, siendo “n “ el número cuántico
principal.
Para :
L= 0 le corresponde un subnivel s
I = 1, le corresponden tres 1orbitales p.
I = 2, le corresponden cinco orbitales d.
I = 3, le corresponden siete orbitales f.
1:
Como puede apreciarse fácilmente, por caminos diferentes llegan Schrodinger y Sommerfeld a
una misma consecuencia
que podía sintetizarse así: '
El cálculo de la energía que poseen los electrones en un determinado orbital, ,exige el número
cuántico secundario , l. que se corresponde con el tipo de orbital de que se trata.
Efecto Zeeman
Este sabio observó que cuando se somete
una sustancia a los efectos de un campo
magnético, H, en el momento inicial, cada
línea del espectro se desdobla en otras
varias.
Al
número
cuántico
magnético
le
denominamos m. Deberá
adoptar
siempre
valores
enteros
comprendidos entre l y
- l , incluido el cero.
Aparecen, pues, 2l + 1 rayas por cada nivel energético
Correspondiente al número cuántico secundario.
Se da, en ocasiones, el llamado efecto Zeeman anómalo.
El electrón gira sobre sí mismo al recorrer su órbita. Este
hecho ofrece dos posibilidades: que el movimiento de
rotación y el de traslación tengan el mismo sentido o sentidos contrarios.
'"El cuarto número cuántico, s, llamado espin,
tiene en cuenta estas dos posibilidades
Su valor es s =+ - 1/2
En el primer caso se dice que tiene espín paralelo y, en
,segundo, antipara1elo.
.
'
Principio de exclusión de Pauli -',
Pauli enunció así su principio de exclusión
«En el mismo átomo nunca se dan dos
electrones con sus cuatro números
cuánticos idénticos», ,
Esto equivale a decir que cada electrón de un átomo tiene diferente
cantidad de energía que los demás.
Aplicando el principio de Pauli, podemos calcular el número máximo de
electrones posibles en cada capa. Basta combinar los valores de los
cuatro números cuánticos para cada valor de n.
Isótopos
Son átomos del mismo
elemento químico, pero
por tener distinto número
de neutrones, entonces
pesan distinto.
Pero son átomos del
mismo elemento químico