Estructura Atómica Si observamos a simple vista una barra de acero, notaremos que su superficie es compacta y lisa. Pero si la observamos al microscopio electrónico, podremos ver que está formada por pequeñas porciones de materia separadas entre sí. Esto significa que la materia no es continua, sino que presenta espacios, es decir, que es discontinua. El filósofo Demócrito de Abdera (siglo V a. de C.) fue uno de los primeros pensadores que expresó una teoría sobre la discontinuidad de la materia y utilizó la palabra átomo, que significa indivisible, para describir las partes más pequeñas que la formaban. Aunque la teoría de Demócrito era muy limitada, explicaba, en términos sencillos, fenómenos como la evaporación; la condensación y la difusión.
Estructura del átomo: Actualmente se sabe que el átomo consta de dos zonas bien definidas: el núcleo y la corteza. El núcleo es la parte central del átomo, donde se encuentra el 90% de la masa atómica.
El núcleo de un átomo está formado básicamente por dos clases de partículas: los protones y los neutrones. Los protones son partículas con carga eléctrica positiva, cuya masa es aproximadamente unas 1.836 veces mayor que la de los electrones. Los neutrones son partículas que carecen de carga eléctrica, cuya masa es aproximadamente igual a la de los protones. Por lo general, el número de neutrones que posee un núcleo suele ser superior al de protones. Estudios realizados recientemente sobre protones y neutrones hacen pensar que estas partículas están formadas, a su vez, por otras partículas más pequeñas, a las que se les ha dado el nombre de quarks.
La corteza es la parte del átomo que rodea al núcleo, y en ella se encuentran los electrones, girando a grandes velocidades. En condiciones normales, un átomo posee igual número de protones que de electrones, por lo que el conjunto es eléctricamente neutro. El número de protones que un átomo posee en su núcleo se denomina número atómico simbolizado con (Z), y el número total de protones y neutrones se denomina masa atómica o número másico simbolizado con (A). Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones. Los isótopos: La mayoría de los átomos de un mismo elemento se diferencian entre sí por el número de neutrones que poseen sus núcleos. Así, por ejemplo,
todos los átomos de cloro poseen 17 protones. Sin embargo, existen átomos de cloro que tienen 18 neutrones y otros que tienen 19 neutrones. Este fenómeno se denomina isotopía. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. El aluminio, por ejemplo, es un elemento que tiene dos isótopos, pues existen átomos de aluminio que poseen un número másico igual a 27 (13 protones - 14 neutrones) y átomos de aluminio que poseen un numero másico igual a 29 (13 protones + 16 neutrones).
La radiactividad: Algunos elementos químicos como el radio y el uranio poseen núcleos atómicos que emiten ciertos tipos de partículas. Estos núcleos se denominan núcleos radiactivos, y las partículas que emiten reciben el nombre de partículas radiactivas. Las partículas radiactivas pueden ser de tres clases: el alfa, la beta y la gamma. Las partículas alfa están formadas por dos protones y dos neutrones, y, por tanto, poseen carga positiva. Las partículas beta son electrones, y, por tanto, poseen carga negativa, provienen de la descomposición de un neutrón en un electrón y un protón. Las partículas gamma están formadas por fotones, que son los mismos corpúsculos que conforman los rayos luminosos, estas partículas carecen de masa y dé carga eléctrica. Los iones: En su estado natural, los átomos tienen el mismo número de protones (cargas positivas) que de electrones (cargas negativas); es decir, el átomo es eléctricamente neutro. Pero si un átomo gana o pierde electrones, el equilibrio eléctrico entre el núcleo y la corteza se rompe. Cuando esto ocurre, el átomo se convierte en ion.
El átomo cargado eléctricamente se denomina ion. Cuando un átomo neutro gana uno o más electrones quedan con carga negativa y se llama ion negativo o anión. Por el contrario, cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones, queda con carga positiva, y se denomina ion positivo o catión.
El agua es buena conductora de la electricidad cuando tiene iones disueltos. MODELOS ATOMICOS
Modelo atómico de Thomson: A finales del siglo pasado, los científicos aceptaban la idea de que todos los cuerpos del Universo estaban formados por unas partículas indivisibles, de tamaño muy pequeño, a las que se les daba el nombre de átomos. Con el descubrimiento del electrón, Joseph J. Thomson (1.856-1.940) pudo inferir que los átomos no eran indivisibles, ya que, si éstos eran neutros, y los electrones tenían carga negativa, debía de existir "algo" con carga positiva que neutralizara la negatividad del electrón. Por tanto, los átomos debían de dividirse en dos partes diferentes con cargas eléctricas opuestas. Con base en lo anterior, J. J, Thomson enunció su modelo atómico, según el cual el átomo estaba constituido por una esfera con carga positiva, sobre la cual flotaban los electrones, con carga negativa.
Modelo atómico de Rutherford: El descubrimiento de los elementos radiactivos jugó un papel decisivo en el conocimiento de los átomos. Teniendo en cuenta las características de las partículas radiactivas alfa, en 1.911 el físico neozelandés Ernest Rutherford bombardeó una lámina delgada de oro, con rayos alfa provenientes de una fuente radiactiva. Alrededor de la lámina de oro colocó unas placas fotográficas.
Experimento de Rutherford: Al revelar las placas, el científico observó que la placa (A), situada tras la lámina, estaba llena de impactos, lo cual demostraba que la mayoría de las partículas alfa habían traspasado la lámina. Pero también observó que las placas (B) y (C), situadas antes de la lámina, presentaban algunos impactos, lo que indicaba que algunas partículas habían rebotado en la lámina. Tras el resultado de esta experiencia, Rutherford concluyó que: 1. El volumen de los átomos es mayormente espacio vacío; esto, debido a que la mayoría de las partículas alfa habían atravesado la lámina. 2. El interior del átomo estaba formado por "algo" muy pesado y con carga positiva, por cuanto hacía retroceder las partículas alfa, que también presentan cargas positivas.
Rutherford, imaginó un modelo atómico que explicaba estos resultados. Sugirió que en todo átomo la carga positiva, y el total de la masa, se encontraban en un núcleo, alrededor del cual giraban los electrones, de la misma manera que lo hacen los planetas en torno del Sol.
Rutherford, no explicaba cómo se mantenían los electrones girando en órbitas alrededor del núcleo y sin precipitarse en él, por lo que su modelo cayó en desuso y fue reemplazado por el modelo de Bohr.
Modelo atómico de Bohr: En 1.913, el físico danés Niels Bohr modificó el modelo atómico de Rutherford y explicó sus deficiencias. En su modelo, Bohr mantiene la estructura planetaria del modelo de Rutherford. Para explicar por qué los electrones no llegan a chocar con el núcleo, supone que la energía de estas partículas está cuantiada, es decir, que no puede tener sino ciertos valores fijos, denominados niveles de energía. El valor energético de estos niveles aumenta a medida que se alejan del núcleo y se representan por la letra n. Niveles de energía en el átomo de Bohr: Se distinguen siete niveles de energía, que de adentro hacia afuera del átomo toman los valores 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7, valores que también se representan por las letras mayúsculas K, L, M, N, O, P y Q, respectivamente. En este modelo, cuando un electrón se mueve en un nivel determinado, su energía permanece constante. Pero cuando salta a un nivel más cercano al núcleo, por ejemplo de n = 3 a n = 2, emite energía, y, cuando salta a un nivel superior, por ejemplo de n = 3 a n = 4, absorbe energía del medio.
Si el electrón tiene la energía del nivel menor (n = 1), no puede liberar más energía y, por consiguiente, no choca con el núcleo. El movimiento de los electrones a través de los niveles de energía se puede comparar con el ascenso en una escalera. Los pies representan los electrones, y los peldaños de la escalera, los niveles de energía. Uno se puede mover solamente de un peldaño a otro. Este ejemplo ilustra en cierta medida, el concepto de cuantización de la energía. Distribución de los electrones por niveles de energía: En un átomo, los electrones no se ubican al azar sino que se distribuyen de un modo ordenado entre las distintas capas o niveles, según los siguientes postulados de Bohr: 1. El total de electrones alrededor del núcleo de un átomo es igual al número atómico (Z).
2. El máximo de electrones en cada nivel de energía es igual al doble del cuadrado del número del nivel (2n2). Así, para n = 1, es de 2.12 = 2 y así sucesivamente.
3.
El
nivel
más
4.
El
penúltimo
externo
nivel
no
no
puede
puede
tener
tener
más
más
de
de
8
electrones.
18
electrones.
5. El último nivel no puede tener más de 2 electrones, si el penúltimo no está lleno. Observa el cumplimiento de estos postulados en los ejemplos que aparece en la tabla.