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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