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Unidad fundamental de
la materia: El átomo
Desde la más remota antigüedad el hombre ha tenido la preocupación
por saber cómo está constituida la materia. Por medio de especulaciones
filosóficas los antiguos griegos llegaron a la idea de que la materia está
formada por partículas muy pequeñas, imposibles de dividir, a las que
denominaron átomos (etimológicamente: a = sm; tomos = dividir) o sea que
átomo significa indivisible.
Posteriormente, los científicos llegaron a la conclusión de que toda la materia
está formada realmente por átomos. Así, el agua, las piedras, el aire, el banco,
el pizarrón, nuestro cuerpo y toda la materia está constituida por partículas
muy pequeñas denominadas átomos.
Esos átomos rara vez se encuentran solos y aislados en la Naturaleza, como
ocurre en algunos gases, llamados inertes (helio (He), neón (Ne), argón (Ar),
etcétera); lo más frecuente es que tiendan a unirse unos con otros, ya sean
iguales o diferentes, para formar partículas más estables: las moléculas.
1.1. El átomo es divisible
El sabio griego Demócrito (alrededor de 400 años a.C.) sostuvo que la
materia se compone de átomos invisibles, indestructibles e indivisibles.
Sin embargo, esta afirmación sólo era la consecuencia de una
especulación filosófica.
John Dalton (1766-1844) fue el primero que fundó sus teorías
sobre la base de los resultados de sus experiencias y como
resultado de las mismas introdujo la idea de que los átomos
de un mismo elemento químico son iguales entre sí.
A comienzos de 1896, Henri Becquerel (1852-1908), estudiando
piedras de uranio descubrió que tenían la propiedad de emitir
radiaciones espontáneas, invisibles y penetrantes.
Cuando se produce este fenómeno que fue denominado
radiactividad, los átomos de uranio se transforman en otros
más pequeños, los de torio. Esta comprobación demostró que
los átomos pueden dividirse. A fines del siglo XIX, William Crookes
hizo pasar una chispa eléctrica a través de un tubo en el que había
hecho el vacío: la electricidad formó un rayo especial que fue
llamado rayo catódico.
J.J. Thomson (1856-1940) estudió detenidamente los rayos
catódicos, demostrando que están compuestos por partículas con
carga eléctrica negativa, a las que llamó electrones. Estás partículas están
presentes en todos los átomos.
En 1911, los experimentos de Ernest Rutherford (1871-1937) aplicando la
radiactividad, permitieron deducir la existencia en el centro del átomo de un núcleo
con carga eléctrica positiva, alrededor del cual giran los electrones negativos.
Experimento de Rutherford.
Niels Bohr, de Dinamarca, en 1914 sugirió que los electrones se mueven alrededor
del núcleo en órbitas fijas y definidas, como los planetas alrededor del Sol en el
Sistema Solar. En 1919 Rutherford descubrió que el núcleo poseía protones
con carga eléctrica positiva. En 1932 James Chadwick comprobó que en los
núcleos de los átomos hay otra clase de partícula, del mismo peso que el
protón pero sin carga eléctrica, a la que se le dio el nombre de neutrón.
A partir del principio de incertidumbre enunciado en 1926 por Werner
Heisenberg, se llegó a establecer el concepto de orbital atómico que reemplazó la
idea de órbitas desarrollada por Bohr.
En 1964, el físico norteamericano Murray Gell'Man demostró experimentalmente
que los protones y los neutrones están compuestos por otras partículas más
pequeñas aún, a las que denominó quarks.
En las últimas décadas, para comprender adecuadamente la estructura del átomo, se
han incorporado complejas interpretaciones de la física cuántica que describen la
ubicación y propiedades de los electrones a través de los números cuánticos.
1.2
¿Cuáles son las partículas subatómicas?
Como resultado de diversos experimentos se considera que el átomo está formado
por tres partículas fundamentales: electrón, protón y neutrón. Las características
principales de cada una se resumen en el siguiente cuadro:
(u.m.a. = unidad de masa atómica)
1.3
Los modelos atómicos
En el átomo, dada su extraordinaria pequeñez, no es posible observar cómo es su estructura. Los
científicos no pueden tomar un átomo, abrirlo y ver qué hay adentro. Entonces, interpretan los
diferentes datos que obtienen en las experiencias que realizan y con ellos construyen hipótesis
sobre cómo creen que son realmente los átomos. Estas suposiciones constituyen lo que se
denomina modelos atómicos. Desde que John Dalton, en 1808, postuló que los átomos son
pequeñas esferas rígidas, indivisibles e indestructibles hasta llegar al modelo mecánico cuántico
actualmente aceptado, se sucedieron muchas y diversas propuestas. A medida que la ciencia va
avanzando, se obtiene nueva información que a veces se contradice con el modelo aceptado en
ese momento y ello obliga a revisarlo y modificarlo.
Cuando Joseph John Thomson descubrió que los rayos
catódicos estaban formados por electrones, propuso el
siguiente modelo: el átomo es una esfera cargada de
electricidad positiva, dentro de la cual están los electrones
negativos en número suficiente para neutralizar esas cargas
positivas. Se podría decir que los electrones se encuentran
en el átomo como las pasas de uva en un budín de pan.
Años después, en 1911, Ernest Rutherford logró un
avance muy importante en el conocimiento de la
estructura atómica. Aplicando la radiactividad descubierta
por Becquerel, dedujo la existencia en el átomo de un
núcleo central con carga eléctrica positiva rodeado por los
electrones en cantidad suficiente para compensar esa
carga. Este modelo se puede comparar con el Sistema
Solar: el núcleo representa al Sol y los electrones a los
planetas.
Más adelante, en 1913, Niels Bohr al interpretar la luz
que produce el hidrógeno incandescente, propone que los
electrones giran a altas velocidades en órbitas definidas,
circulares, con una cantidad fija de energía. En esas
órbitas, también denominadas niveles de energía, los
electrones no absorben ni emiten energía. En los niveles
más próximos al núcleo los electrones tienen menos
energía, mientras que los que están más alejados
presentan mayor cantidad.
El modelo de Bohr sólo pudo explicar el comportamiento de la luz que
emite el hidrógeno al arder, pero no el de los otros elementos, por lo cual fue
necesario revisarlo y modificarlo.
Distintos investigadores (Heisenberg, Born, Jordán, Dirac, Schrodinger),
aplicando complejos principios y cálculos matemáticos, llegaron a suponer que
las órbitas están representadas por zonas, llamadas orbitales, donde más
frecuentemente se encuentran los electrones.
Entonces, se puede imaginar el núcleo positivo del átomo rodeado por una
"nube" de carga eléctrica negativa producida por el electrón en movimiento.
1.3.1. Un modelo atómico básico
Para trabajar en este curso de Química utilizaremos un modelo atómico que explica los
aspectos básicos de la constitución del átomo:
• El átomo está constituido por protones (positivos), neutrones (sin
carga eléctrica) y los electrones
(negativos).
• En el átomo hay dos zonas diferentes: el
núcleo en el centro y la corteza a su
alrededor.
• El núcleo está formado por protones y
los neutrones, y, por lo tanto, tiene carga
eléctrica positiva.
• En la corteza se encuentran los
electrones con carga eléctrica negativa.
• El número de protones (positivos) es igual al de electrones
(negativos) y por ello el átomo es
neutro.
• Los protones y los neutrones forman un
núcleo muy compacto, mientras que los
electrones están muy separados entre sí,
y, por eso, el diámetro del núcleo es
muy pequeño con relación al diámetro
total del átomo.
• Los electrones giran alrededor del
núcleo dispuestos en capas, órbitas o
niveles de energía.
• El número máximo de órbitas o niveles que puede tener un átomo
es de siete y se designan, de adentro hacia fuera, con las letras K, L,
M, N, O, P, Q.
• Los electrones se ubican en orden
creciente de energía desde la órbita K
hasta la Q.
• Cada órbita admite un máximo de
electrones, a saber: K = 2; L = 8; M =
18; N = 32; O = 50; P - 72; Q - 98.
• La masa del electrón es prácticamente
nula y por eso la masa del átomo está
concentrada en el núcleo.
1.4. Dos números importantes
Los átomos se caracterizan por el número atómico y el número de masa.
1.4.1 Número atómico
Todos los átomos de hidrógeno (H) tienen un protón en su
núcleo; los de helio (He), dos; los de litio (Li), tres; los de
oxígeno (O), ocho; los de sodio (Na), once; los de c/ora (Cl),
diecisiete; los hierro (Fe), veintiséis; los de plata (Ag), cuarenta y
siete; los de oro (Au), setenta y nueve; los de uranio (U),
noventa y dos.
Cada elemento químico (H, He, Li, O, Na, Cl, Fe, Ag, Au, U) tiene
un determinado número de protones en el núcleo de sus
átomos que le es propio y característico. Ese número que
identifica los elementos químicos se denomina número atómico
y se representa con la letra Z.
En consecuencia:
Número atómico (Z) es la cantidad de protones que tiene un átomo en su núcleo.
En el caso del hidrógeno, su Z = 1 porque sus átomos tienen 1 protón en el núcleo; en el helio, Z 2; en el litio, Z = 3; en el oxígeno, Z = 8; etcétera. Como los átomos tienen igual número de protones que
de electrones, el Z también indica el número de electrones que los átomos tienen en su corteza. Así,
los átomos de hidrógeno tienen un electrón; los de helio, dos; los de litio, tres, los de oxígeno,
ocho, etcétera.
1.4.2 El número de masa
Como la masa de los electrones es muy pequeña, la masa
de los átomos está dada por los protones y neutrones
que forman sus núcleos. Por esta razón, se ha establecido
que la suma de protones y neutrones de un átomo se
denomine número de masa o número másico y se
represente con la letra A.
Así, por ejemplo, si un átomo de oxígeno tiene 8 protones
y 8 neutrones, su número de masa (A) es igual a 16; si un
átomo de cloro tiene 17 protones y 18 neutrones, su A =
35.
En consecuencia:
Número de masa o número másico es igual a la suma del número de protones y de neutrones que tiene un
átomo en su núcleo.
1.5. Semejantes pero no iguales: Los isótopos
Al estudiar los átomos del hidrógeno (H) se encontraron estas tres clases:
Los tres átomos corresponden al elemento hidrógeno (H) porque tienen un solo protón en su
núcleo (Z = 1). Sin embargo, tienen diferente número de neutrones por lo cual su número másico
es distinto (A = 1; A - 2; A - 3). A estos átomos que tienen igual número de protones pero
diferente número de neutrones se los denomina isótopos. Veamos el caso del carbono (C):
En consecuencia:
Isótopos son átomos que tienen igual número atómico pero distinto número de masa.
El isótopo carbono
14 es utilizado para
calcular la
antigüedad de los
restos fósiles.
Estos átomos pertenecen a un mismo elemento químico pero
presentan distinta masa.
Todos los elementos químicos tienen isótopos y algunos de ellos son
radiactivos. Estos últimos son muy importantes por sus aplicaciones en
arqueología, en diagnósticos y tratamientos médicos, en la agricultura,
en la producción de electricidad, en la esterilización de material
quirúrgico, en la radiopreservación de alimentos, etcétera.