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NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA Y EL ATOMO
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS Y MODELOS ATÓMICOS
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Al final del s. XIX los experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad por los gases, dieron
como resultado el descubrimiento de una extraña luz que procedente del polo negativo, o cátodo (de ahí el
nombre de "rayos catódicos"), llenaba los tubos cuando eran sometidos a voltajes elevados.
Diversos experimentos revelaron que la naturaleza de esa luz era muy distinta a la del sol. Thomson
demostró en 1897 que estaba formada por pequeñas partículas con masa y carga negativa que fueron
bautizadas con el nombre de electrones.
Los electrones saltan de los átomos del gas que llena el tubo cuando es sometido a descargas eléctricas. Los
átomos, por tanto, no eran indivisibles.
J. Thomson propone entonces el primer modelo de átomo:
Los electrones (pequeñas partículas con carga negativa, en verde en el dibujo)
se encuentran incrustados en una masa de carga positiva (fondo azul). La carga
positiva la compensa exactamente la negativa de los electrones siendo el átomo
eléctricamente neutro.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
E. Rutherford realiza en 1911 un experimento crucial con el que se trataba de comprobar la validez del
modelo atómico de Thomson.
Las partículas alfa se hacen incidir sobre una lámina de oro muy delgada. Tras atravesar la lámina las
partículas α chocan contra una pantalla, produciéndose un chispazo.
Lámina
De esta forma era posible observar si las partículas sufrían alguna
O0ooOd Choque de
desviación al atravesar la lámina.
OrOro
las partículas
La mayor parte de las partículas atravesaban la lámina de oro sin
orooro
sufrir ninguna desviación.
Muy pocas (una de cada 10.000 aproximadamente) se desviaba
un ángulo mayor de 10 0 (trazo a rayas)
En rarísimas ocasiones las partículas α rebotaban (líneas de Fuente
Recubrimiento
puntos)
La interpretación dada por Rutherford fue la siguiente:
Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto las partículas no podrían
atravesar el átomo. Por ello propone un nuevo modelo que explique los resultados
obtenidos.
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 α La zona en la que se concentra la masa y la carga
positiva debería de ser muy pequeña comparada con la totalidad del átomo y los
electrones giran en círculos alrededor del núcleo.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
El descubrimiento de los espectros de emisión de por los elementos químicos llevó a Bohr en 1913 a modificar
el modelo de Rutherford:
En el centro del núcleo se encuentra la carga positiva y prácticamente toda la
masa y los electrones giran alrededor de él en orbitas circulares, pero sólo algunas
orbitas están permitidas y en ellas giran un número determinado de electrones.
En la primera orbita giran 2 electrones
En la segunda orbita giran 8 electrones
En la tercera orbita giran 17 electrones.
MODELO ATÓMICO ACTUAL
Aunque en 1886 Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo con rayos similares a los de
Thomson, observando que tenían sentido contrario a los catódicos y los llamó rayos canales. Fue
Rutherford en 1919 quien estudió dichos rayos y quien confirmó la existencia de una partícula positiva
llamada protón.
Además del protón y el electrón en el átomo existe una tercera partícula, el neutrón. Su descubrimiento
tuvo lugar en 1932 en el transcurso del estudio de la radioactividad artificial por Chadwick
PARTICULA
Protón
Neutrón
Electrón
Masa (kg)
1,673 x 10-27
1,675 x 10-27
9,11 x 10-31
Carga (C)
+ 1,602 x 10-19
0
- 1,602 x 10-19
+1
0
-1
El modelo actual es mucho más complejo que el modelo de Bohr:



El átomo consta de un núcleo positivo y una corteza donde se sitúan los electrones.
En el núcleo del átomo se localizan protones y neutrones y por tanto se concentra casi toda la masa.
En la corteza se hallan los electrones, en un número igual a los protones del núcleo. Los electrones
giran en unas zonas a las que llamamos orbitales.
Ej : Dibuja el átomo de Carbono catorce según “Bohr” modificado, teniendo en cuenta que, dicho átomo de
carbono tiene 6 protones, 6 electrones y 8 neutrones
Protón
Electrón
Neutrón
NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO
Se define número atómico como el número de protones que tiene un átomo. Se representa por la letra Z
Se define número másico como la suma del número de protones y neutrones que tiene un átomo. Se representa
por la letra A.
El número atómico y el número másico caracterizan cada átomo de un elemento ya que el núcleo de un átomo
es invariable.
Ej: Calcula el nº atómico y el nº másico del átomo de carbono catorce que tiene 6 protones y 8 neutrones
Z = nº p
Z=6
A = nº p + nº n
Z = 6 + 8 = 14
REPRESENTACIÓN DE UN ÁTOMO
Para representar un átomo de un elemento, se utiliza un símbolo, el número atómico y el número másico.
El símbolo del elemento normalmente coincide con la primera letra o dos primeras letras de su nombre. En la
parte superior se escribe el número másico y en la inferior el número atómico
Ej: Representa el átomo de carbono del ejercicio anterior
Carbono catorce tiene como símbolo la primera letra la C, debido a la importancia de dicho elemento en la
naturaleza. Por lo tanto, el átomo se representa
MASA DE UN ÁTOMO
La masa de un átomo es la suma de la masa de las partículas que lo forman, es decir la suma de la masa de los
neutrones, protones y electrones. Los protones y neutrones son 1000 veces más grande que los electrones, por
lo que podemos considerar la contribución de estas últimas despreciables. Así pues, la masa del átomo es igual
a la suma de la masa de protones y neutrones
Ej. Calcula la masa del átomo de carbono catorce
Masa
= masa de protones + masa de neutrones =
= nº protones · masa de un protón + nº neutrones · masa de un neutrón
= 6 · 1,673 · 10-27+ 8 ·1,675 · 10-27
=1,004 · 10-26 + 1,340 · 10-26 = 2,344· 10-26 Kg
La masa de un átomo expresada en kg es un número muy pequeño y engorroso para trabajar con é. Por eso se
utiliza otra unidad la unidad de masa atómica “uma” que se define como la doceava parte de un átomo de
carbono-12.
Expresada en umas la masa de un átomo coincide con su número másico
Ej. Calcula la masa del átomo de carbono catorce expresada en umas
Masa = 6 + 8 = 14 umas
ISÓTOPOS
Todos los átomos de un elemento no son iguales, tienen el mismo nº de protones pero no el mismo nº de
neutrones. Se llaman Isótopos a los átomos de un mismo elemento que tienen el mismo nº atómico pero
diferente nº másico
p
e
n
C-12
6
6
6
C-13
6
6
7
C-14
6
6
8
MASA DE UN ELEMENTO
La mayoría de los elementos químicos presentan isótopos, así pues la masa de un elemento vendrá dada por la
media ponderada de los isótopos que lo forman. Para calcular este promedio se tiene en cuenta la abundancia
en la naturaleza de cada isótopo (el % cada uno que existe en la naturaleza).
Ej: Calcula la masa del elemento oxígeno, sabiendo el oxígeno presenta tres isótopos y que las abundancias
son O-16 99,759 %; O-17 0,037% y O-18 0,204 %.
Masa = 16,004 umas
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS
El modelo atómico de orbitales se basa en las ideas expuestas especialmente por el austriaco Schrödinger y el
alemán Heisenberg. El electrón se mueve alrededor del núcleo en una zona llamada orbital atómico.
Hay varias clases de orbitales que se diferencian en su forma y orientación en el espacio. Podemos distinguir
entre orbitales “s”, “p”, “d” y “f” en los que pueden moverse un número concreto de electrones. En el orbital s
solo entran 2 electrones, en el orbital p entran 6 electrones, en el orbital d entran 10 electrones y en el f 14
electrones. Además encada capa de la corteza existen un número determinado de orbitales.
Llamamos configuración electrónica de un elemento a la distribución de los electrones en los distintos orbitales
de la corteza.
El orden de llenado de los orbitales no es aleatorio, sino que los electrones van ocupando primeros aquellos
que están situados más cercanos al núcleo porque tienen menos energía. El esquema de llenado de los
electrones en la corteza sigue el siguiente esquema:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 …….
Ej: Haz la configuración electrónica del azufre 16 e1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Haz la configuración electrónica del oro 79 e1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d9
IONES
Los iones son átomos que han perdido o ganado electrones, por lo que adquieren carga positiva o negativa
Los iones positivos o cationes son átomos que han perdido electrones de su nivel más externo. Como el nº de
protones es mayor que nº de electrones adquieren carga positiva. La carga adquirida es igual al nº de electrones
perdidos.
Sodio (Z= 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 pierde 1 electrón 1s2 2s2 2p6 quedándose con carga positiva, se forma un catión
+1
Los iones negativos o aniones son átomos que han ganado electrones de su nivel más externo. Como el nº de
protones es menor que nº de electrones adquieren carga negativa. La carga adquirida es igual al nº de
electrones ganados
Azufre 16 e- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 gana 2 e- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 quedándose con carga negativa, se forma un anión
-2
RADIACTIVIDAD NATURAL
En 1896, Henry Bequerel guardó en un cajón unas placas fotográficas envueltas en un papel oscuro. Cuando
quiso utilizarlas, observó que estaban completamente veladas. En el mismo cajón guardaba un trozo de un
mineral de uranio y pensó que dicho mineral era el culpable de lo sucedido.
Muchos científicos comenzaron a estudiar dicho fenómeno, entre ellos Pierre y Marie Curie. Ellos
descubrieron que ciertos elementos como el Uranio, Torio emitían radiaciones y descubrieron el radio y el
polonio, elementos también radiactivos.
Fue la propia Marie, quien definió la radiactividad como el proceso de emisión espontanea de radiaciones por
parte de núcleos de elementos naturales inestables que se transforman en otros núcleos.
Los distintos tipos de radiaciones se clasifican según el poder de penetración con los nombres alfa, beta y
gamma.
Alfa: son núcleos de helio formados por dos protones y dos
neutrones. Sólo penetran unas milésimas de centímetro en el
aluminio.
Beta: Son electrones rápidos Son casi 100 veces más penetrantes
que las alfa.
Gamma: son radiaciones electromagnéticas (fotones) de mayor
frecuencia que los rayos X.
En 1934, los esposos Irene Curie y Fréderic Joliot, estudiando la
producción de neutrones al bombardear una lámina de aluminio con
partículas alfa (como Rutherford), descubrieron que se formaba un isótopo radiactivo del fósforo. Fue el
comienzo de la radiactividad artificial. La radiactividad artificial, es un tipo de radiactividad que surge de un
isótopo que producimos previamente en el laboratorio mediante una reacción nuclear. Este isótopo sigue todas
las leyes radiactivas estudiadas para la radiactividad natural.
La exposición a altas dosis de radiación aumenta la tasa de cáncer y pueden producir otros trastornos de tipo
genético. Los efectos de la radiactividad no siempre son perjudiciales ya que si empleamos la dosis y forma
adecuada, la radiactividad tiene muchas utilidades en distintos campos:
En medicina se utiliza para el tratamiento y diagnóstico del cáncer, el estudio de órganos y la
esterilización del material quirúrgico.
En la industria se emplean radiografías para examinar planchas de acero, soldaduras y construcciones.
En química se emplea para investigar mecanismos de reacción y fabricar productos químicos.