Modelo atómico de Bohr

Antecedentes ¿De qué está hecha la materia? En tu curso de Ciencias II (con énfasis en Física) estudiaste el modelo cinético-corpuscular. Empleando este modelo te fue posible explicar la diferencia entre los tres estados de la materia: el sólido, el líquido y el gaseoso (figura 6), pero ¿qué son estas partículas?, ¿de qué están hechas?, ¿son todas iguales?

Esas partículas corresponden a lo que los químicos lla- Sólido Líquido Gas mamos moléculas (de hecho, los químicos nos referimos Aumento de energía al modelo cinético-corpuscular como modelo cinético-molecular). Las moléculas son partículas muy diversas y esta diversidad radica tanto en su composición como en su tamaño. ¿De qué están hechas las moléculas?

Como recordarás, de tu curso de Física, toda la materia está formada por átomos, y es la forma en la que los átomos están unidos unos con otros, lo que da origen a lo que llamamos moléculas. Es importante mencionar que no todas las sustancias forman moléculas, por ejemplo, la sal común (NaCl) no lo hace, pero el azúcar (C12H22O11) sí, aunque ambas sustancias, al igual que todo lo que nos rodea, están formadas por átomos. (Más adelante, en este b mismo bloque, profundizaremos en este tema).

Si toda la materia está formada por átomos, ¿por qué el oxígeno, el carbono y los demás elementos químicos son tan distintos?

La respuesta a esta pregunta nos lleva a concluir que los átomos de distintos elementos químicos son necesariamente diferentes.

El primero en sustentar esta afirmación fue el científico inglés John Dalton (1766-1844) quien, basándose en sus observaciones experimentales, concluyó que la materia debía estar formada por átomos (figura 7).

Dalton propuso que todos los átomos de un elemento eran iguales entre sí (todos tenían la misma masa) y ésta era distinta a la masa de los átomos de los otros elementos químicos. También propuso que al ocurrir una transformación química los átomos simplemente se reacomodan (no desaparecen), lo cual es enteramente consistente con la Ley de la conservación de la materia (figura 8).

Como recordarás, de tu curso de Ciencias II, los modelos atómicos han cambiado con el tiempo, pues a medida que conocemos más sobre la estructura del átomo, esto necesariamente modifica los modelos que usamos para describirlo.

FIGURA 6. Con el modelo cinético-corpuscular podemos explicar fácilmente la diferencia entre los materiales sólidos líquidos y gaseosos.

a

FIGURA 7. En el siglo v antes de nuestra era (a.n.e.), Leucipo y su discípulo Demócrito (460-370 a.n.e) (a), dos filósofos griegos, propusieron la existencia de los átomos, sin embargo, su propuesta era simplemente resultado de una reflexión filosófica, mientras que la proposición de Dalton (b), se basó en evidencias experimentales. FIGURA 8. La contribución de Dalton fue tan importante que hoy en día una de las revistas más reconocidas en química lleva su nombre.

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Te sugerimos consultar la siguiente lectura, que te permitirá un acercamiento a la estructura del átomo, la cual puedes encontrar en tu biblioteca escolar:

Noreña, Francisco. (2005). Dentro del átomo, México: Conaculta. (Libros del escarabajo).

Núcleo atómico

Protón (+) Neutrón (+/–) Electrón (–)

FIGURA 9. En el modelo atómico propuesto por Niels Bohr, el núcleo del átomo concentra la mayor parte de la masa de éste, pues ahí se encuentran los protones y neutrones, mientras que los electrones se mueven en órbitas fijas alrededor del núcleo.

FIGURA 10. La representación de las proporciones del átomo empleada en la figura 9 no es del todo correcta. Si el núcleo del átomo fuese del tamaño que ves ahora (de 1 cm aproximadamente), el tamaño del átomo sería comparable al de un estadio de futbol; ¡necesitaríamos un libro “un poco más grande” para poder dibujarlo usando las proporciones correctas!

En la actualidad, los físicos especializados en el estudio del átomo saben que éste está constituido por muchas partículas subatómicas (quizá hayas oído hablar de los quarks, los neutrinos, etcétera), sin embargo, en química nos bastan tan sólo tres de estas partículas subatómicas para entender y explicar la diversidad de los elementos químicos y las transformaciones en la que éstos participan:

• El electrón (que tiene carga negativa) • El protón (que tiene carga positiva) • El neutrón (que no tiene carga)

Cabe mencionar que estas tres partículas, además de tener diferente carga, también difieren en masa, pues si bien, la masa del protón y la del neutrón son prácticamente iguales, la masa del electrón es mucho menor (más de dos mil veces más ligera que la de un protón).

El modelo atómico que los químicos usan hoy en día está basado en un conjunto de ecuaciones matemáticas propuestas en 1926 por Erwin Schrödinger (1887-1961), un físico austriaco. No obstante, en este curso usaremos el modelo que estudiaste en tu curso de Ciencias II: el modelo de Bohr, el cual, por su simplicidad, nos permite entender y explicar fácilmente muchos conceptos.

En 1913, Niels Bohr (1885-1962), notable físico danés, propuso que los electrones se mueven alrededor del núcleo atómico en órbitas fijas semejantes a las de un sistema planetario (figuras 9 y 10). Estas órbitas eran necesarias, pues se sabía que los átomos absorben o emiten energía en magnitudes muy precisas y específicas para cada elemento.

Cuando los electrones alrededor de un átomo cambian de un nivel a otro, lo hacen absorbiendo o emitiendo una cantidad específica de energía. Cada elemento químico presenta un conjunto de absorciones o emisiones característico (algo así como su “huella digital”). Alguna vez te has preguntado: ¿cómo es que sabemos que el Sol está hecho primordialmente de hidrógeno y helio si nadie ha ido nunca hasta allá a tomar una muestra de Sol para analizarla? Es precisamente el análisis de la luz solar la que nos indica su composición.

Esto también podemos observarlo en los fuegos artificiales, pues agregando distintos elementos a la pólvora se consigue que los estallidos sean de muy diversos colores (dependiendo del elemento que se agregue a la pólvora es el color de los fuegos artificiales cuando estallan).

Elabora modelos

Identifica los componentes del modelo atómico de Bohr en los átomos de algunos elementos químicos. 1. Observa la siguiente figura donde se se muestra la representación de los átomos de tres distintos elementos: oxígeno (O), hidrógeno (H) y carbono (C). • ¿A qué elemento químico corresponde cada uno de los átomos representados en las figuras? • ¿Cuántos protones y cuántos neutrones tienen cada uno de estos átomos en su núcleo? • ¿Cuántos electrones orbitan alrededor de cada uno de estos átomos? • ¿Cómo representarías en un esquema un átomo con 9 protones, 9 electrones y 9 neutrones?, (dibuja los protones en rojo, los electrones en azul y los neutrones en blanco).

Para los químicos, la característica más importante de un átomo es la cantidad de cargas positivas en su núcleo, es decir, el número de protones. A este número lo llamamos número atómico.

Todos los átomos que contienen 6 protones en su núcleo son átomos de carbono. Para que repases la evolución del modelo El número de protones en el núcleo determina el elemento químico al cual pertenece atómico visita: ese átomo. Hoy sabemos que no todos los átomos de un mismo elemento son igua- http://nea.educastur. les, por ejemplo, en la figura 11 te mostramos la representación de tres átomos de princast.es/repositorio/ carbono distintos. VIDEOS/2_1_nea_ colab08_BACH_05%20

Los tres átomos de la figura 11 tienen 6 protones en su núcleo, por lo que los tres La%20estructura%20 pertenecen al mismo elemento, y su reactividad química es idéntica, sin embargo, son de%20la%20 ligeramente distintos, puesto que varía el número de neutrones que poseen en el núcleo, materia%20A.swf lo cual hace que el que tiene 8 neutrones en el núcleo tenga mayor masa que el que tiene 7, y la masa de éste es mayor que la del que sólo tiene 6 neutrones en el núcleo.

Todos los átomos que tienen el mismo número de protones (número atómico), pero que varían en el número de neutrones, son isótopos de un elemento químico. Los tres átomos de la figura 11 son isótopos del elemento carbono.

Cuando necesitamos diferenciarlos, los distinguimos usando el número de masa, que es la suma de partículas en el núcleo (protones y neutrones). Así, al primer átomo de la figura anterior lo identificamos como 12C (carbono 12, donde 12 es el número de masa), el segundo es 13C (carbono 13) y el tercero, 14C (carbono 14).

FIGURA 11. Tres distintos átomos de carbono. Al observar la figura, ¿notas las diferencias que hay entre ellos?

FIGURA 12. Este tipo de modelo permite representar a todos los isótopos del carbono, o lo que es lo mismo, representa a todos los átomos de un elemento sin necesidad de especificar un isótopo particular.

FIGURA 13. a) Cuando un átomo gana electrones se convierte en un ión negativo o anión. b) Cuando un átomo pierde electrones se convierte en un ión positivo o catión. c) Cuando se comparten electrones éstos no se ganan ni se pierden, por lo que no se generan iones.

Descarga la actividad interactiva “Isótopos y masa atómica” de:

sites.google.com/site/ smmfisicayquimica/ fisica-y-quimica-3o-eso/ estructura-atomica/ configuracion-electronica/ construye-un-atomo Pon en práctica los conceptos de número atómico y número de masa.

a

Ganancia de electrones

+6

Núcleo atómico

Debido a que todos los isótopos del carbono tienen el mismo número de protones en el núcleo (el núcleo de todos estos isótopos tiene una carga de +6), podemos utilizar el modelo atómico que se muestra en la figura 12 para representar a cualquiera de estos isótopos, sin especificar a cuál, por lo que nos sirve para representar, de forma genérica, al elemento carbono.

Organización de los electrones en el átomo. Electrones internos y externos Regresando brevemente a la estructura del átomo, ¿has notado que en todas las representaciones que hemos presentado hasta el momento, el número de electrones (cargas negativas) coincide con el de protones (cargas positivas)? Esto no siempre es así: cuando el número de protones no es el mismo que el de electrones, entonces el átomo no es neutro y da origen a una especie cargada a la que llamamos ión. En los procesos químicos (reacciones químicas), el número de protones y neutrones en el núcleo siempre permanece invariante: lo único que puede variar es el número de electrones alrededor de un átomo.

Si reflexionas al respecto, esto es muy razonable, pues el pequeñísimo núcleo está escondido en medio de una nube de electrones. Cuando los átomos interaccionan, lo hacen a través de los electrones más externos. Los electrones pueden perderse, ganarse o compartirse, como se ejemplifica en la figura 13.

b

Pérdida de electrones

+9

Átomo neutro

+9

Ión negativo, carga del ión 5 21 (anión)

c

Compartición de electrones

+1 +

+9 +3

Átomo neutro

+3

Ión positivo, carga del ión 5 11 (catión)

+1 +9

En esta figura se presenta un concepto muy importante en química: la molécula, pero ¿qué es ésta? Cuando dos o más átomos comparten electrones, los átomos involucrados permanecen juntos formando una nueva especie química a la que llamamos molécula. Esta nueva especie debe ser neutra (no tiene carga) y, dependiendo del número de átomos que participen en su formación, puede ser diatómica (como en el caso del O2), triatómica (como en el caso del H2O), tetratómica (como en el caso del amoniaco, NH3), etcétera.

Si varios átomos comparten electrones, pero la especie resultante tiene carga eléctrica, entonces a esta nueva especie se le denomina ión poliatómico, el cual puede ser positivo (como en el caso del ión amonio, NH4 +) o negativo (como en el caso del ión carbonato, CO

3 2–).

Es importante mencionar que, de todos los electrones de un átomo, los que más nos interesan son los externos, porque éstos son los responsables de la reactividad química. A los electrones externos los llamamos electrones de valencia que, como estudiaremos más adelante, son los únicos que se usan para formar enlaces (uniones entre átomos) y son los que participan en las transformaciones de las sustancias. Al resto de los electrones, los que no participan en reacciones químicas, los llamamos simplemente electrones internos, por estar más cerca del núcleo (figura 14).

Electrones internos

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¿Te interesa saber cómo se relacionan las moléculas con los olores o con la dureza de la madera?

Busca en tu Biblioteca Escolar la obra de Beltrán, Faustino. (2006). ¡La culpa es de las moléculas! México: sep-Lumen.

+4

+17

Berilio (Be)

Cloro (Cl)

Electrones externos

FIGURA 14. Se ha observado que sólo los electrones más externos participan en reacciones químicas.

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Identifica los electrones de valencia.

1. De los átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno representados en la actividad “Elabora modelos”, identifica lo siguiente: • ¿Cuántos electrones internos tiene cada uno? • ¿Cuántos electrones de valencia tienen cada uno? • ¿Para qué le sirven los electrones internos y externos a cada elemento? • ¿Por qué es útil diferenciar los electrones externos de los internos? Conoce cómo se utiliza una molécula que está presente en la orina para reducir las emisiones contaminantes de combustibles, un aspecto relevante en nuestra sociedad, busca en: www.elmundo.es/ elmundomotor/ 2003/12/24/ industriales/ 1072271108.html