ESTRUCTURA ATOMICA

Palabras clave: masa, materia, partícula, espacio, átomo, molécula, elemento, electrón, protón neutrón, masa absoluta, masa relativa, carga, masa atómica, peso atómico, masa atómica relativa, peso atómico relativo, átomo gramo, número de Avogadro, niveles de energía, órbitas, capas, subcapas, iones, isótopos, partículas alfa, beta gamma , radiactividad

INTRODUCCIÓN

En el capítulo anterior "Las medidas físicas y sus unidades" definimos la masa como la cantidad de materia contenida en un cuerpo, y su unidad de medida, el kilogramo, la definimos como la masa de un bloque de platino e iridio que se conserva en la Oficina Internacional de Pesos y medidas de Sevres. A este bloque se le llamó kilogramo patrón. Además, un kilogramo es aproximadamente la masa de un litro de agua destilada a la temperatura de 4°C.

Ahora nos preguntamos: ¿Qué es materia?, ¿De qué está hecha?, ¿Hasta dónde podemos dividirla?

LA MATERIA Y SU CONSTITUCIÓN. ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

La materia es todo aquello que ocupa espacio y que se encuentra en forma sólida, líquida o gaseosa.

Es curioso advertir que el hombre siempre ha querido saber acerca de la constitución de la materia, ha indagado por siglos de qué está hecha, y se esfuerza por poder observarla en detalle.

Pues bien, en principio podemos apreciar la materia con nuestros sentidos o a través de sus efectos. Tomemos como ejemplo de materia gaseosa al aire puro, el cual no podemos ver, ni oír, ni gustar, ni palpar, ni oler, ni saborear; sin embargo sí podemos apreciar sus efectos cuando el aire se pone en movimiento es decir el viento. Además podemos pesar y comprimir el aire.

De manera similar es evidente la existencia de los líquidos y los sólidos porque los podemos ver y tocar. Los sólidos y los líquidos nos parecen muy compactos y macizos, pero si calentamos, por ejemplo, una taza de café o una varilla de hierro observamos que se dilatan, y si los enfriamos reducen su volumen, por consiguiente nos son tan compactos como suponíamos en un principio.

Por el contrario, al observar mediante un potente microscopio la superficie pulida de un trozo de hierro descubrimos que tal superficie no es como aparece a simple vista tan plana y fina sino áspera y dispareja. Con un microscopio más potente observamos que el trocito de hierro pulido no es tan compacto sino que más bien se trata como de un tejido rústico.Continuando con la observación de la materia se nos puede ocurrir  romperla en partes cada vez más pequeñas ¿Se podrá llegar a un punto  en que las partículas no se pueden dividir más? Pues bien: recordemos que Demócrito  de Abdera (460-370  a. de J.C.) afirmó que se llegaría a un punto en que las partículas no se podrían dividir más, puesto que llegarían a ser  exagerada e infinitamente  duras, invisibles, inmutables y eternas.

Esta teoría fue elaborada unos ciento cincuenta años después  por Epicuro (342 - 270 a. de J.C.), seguidor  de Demócrito, quien  llamó átomos a las mencionadas partículas indivisibles, invisibles, inmutables y eternas. Precisamente la palabra átomo significa "indivisible.

Posteriormente el romano  Tito Lucrecio Caro (¿98? - 75 a. de J.C.)  en su poema  "La naturaleza de las cosas" (De rerum Natura ) hace una exposición brillante, didáctica y lírica del sistema de Epicuro aseverando que los átomos  se hallan sumergidos en el vacío  donde se mueven, chocan y se articulan  formando todos los cuerpos .

Aclaramos que  el átomo se considera como la última partícula de un cuerpo simple como por ejemplo el oxígeno, el hidrógeno, el cloro, el sodio, mientras que una molécula se considera como la última partícula

de un cuerpo compuesto, como por ejemplo una   molécula de  agua está constituida por dos átomos de hidrógeno  y un átomo de oxígeno.  

De cualquier manera, una teoría atómica debe explicar  ¿Cómo deben estar unidos o  cosidos,  los átomos entre sí  para formar  los diferentes cuerpos y objetos, es decir la materia? Demócrito suponía que los átomos de los cuerpos sólidos  tenían ganchos para permanecer unidos entre sí. ¿Por qué existen cuerpos tan duros como el diamante? Demócrito aseguraba que había diferentes posibilidades de unión  y por eso  existían en la naturaleza cuerpos con propiedades bien diferentes.

 

Modelos atómicos

Increíble pero cierto: el concepto de átomo de Demócrito y Epicuro se mantuvo por aproximadamente 22 siglos ! hasta cuando Dalton (1766- 1844), considerado el creador de la teoría atómica, en el año 1800, resucitó a Demócrito, considerando que el concepto de átomo, entendido como la última partícula de un cuerpo simple, era realmente el único concepto que podía explicar las leyes fundamentales de la química moderna.

Efectivamente Dalton aplicó este concepto de átomo para explicar su "Ley de las proporciones múltiples", ley que establece que diversos elementos químicos se combinan en proporciones definidas y diferentes para formar los diferentes compuestos químicos. Dicho de otra manera, por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno no se combinan en cualquier proporción para formar el agua; por el contrario, para formar el agua la proporción es de dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno y así obtenemos una molécula de agua. En la sal la proporción es uno a uno: un átomo de cloro y un átomo de sodio obteniéndose así una molécula de cloruro de sodio, o sea una molécula de sal.

Los químicos posteriores a John Dalton consideraron que existe una cantidad determinada de diferentes átomos en la naturaleza y que a cada uno de estos átomos les corresponde un elemento químico. En la figura ( indicar el número) se presenta la tabla de los elementos químicos. Igualmente, tanto para Demócrito como para los químicos modernos los átomos son indivisibles, inmutables y además invisibles por ser descomunalmente pequeños. Hasta el momento nadie ha podido ver un átomo ni siquiera usando el más potente microscopio. Entonces ¿Cómo lo midieron? ¿Cómo lograron medir su masa?

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

De lo anterior concluimos que hasta finales del siglo XIX los átomos se consideraron como esferas pequeñísimas con masa y naturaleza diferentes de unos a otros dando origen a los elementos químicos clasificados periódicamente por Dimitri Ivanovich Mendelejew (1894-1907), pero los fenómenos observados al pasar una corriente eléctrica a través de disoluciones de numerosas sustancias mostraban que los átomos necesariamente poseían una naturaleza eléctrica aunque su interior era todo un misterio.

Johnston Stoney, en al año 1874, propuso la hipótesis de que la electricidad estaba formada por corpúsculos muy pequeños e iguales a los que llamó electrones; posteriormente la existencia de los electrones fue verificada experimentalmente en el año 1879 por John Thomson( 1856- 1940) mediante fenómenos que estudiaremos en un capítulo posterior donde trataremos las descargas eléctricas a través de los gases y los rayos catódicos. Vale la pena anotar que Thomson recibió el premio Nobel de Física en 1906 por sus investigaciones acerca del paso de la electricidad a través de los gases.

Antes de continuar, es conveniente enunciar la ley cualitativa de las acciones eléctricas:

"Las cargas eléctricas de la misma naturaleza, es decir de igual signo, se repelen y las de naturaleza contraria, es decir de sigo diferente, se atraen"

 

 

Además, como veremos más adelante:

Los átomos son eléctricamente neutros, es decir deben tener la misma cantidad de carga negativa y positiva

La carga eléctrica del protón y del electrón son iguales pero de signo contrario. La del electrón es negativa y la del protón es positiva

Carga eléctrica del electrón = - (carga eléctrica del Protón)

Por consiguiente un átomo, de cualquier elemento:

número de electrones = número de protones

Continuando, Thomson verificó experimentalmente la existencia del electrón y lo imaginó muy pequeño respecto al del protón, lo cual es correcto. Incluso llegó a relacionar la masa del electrón con la del protón así:

Masa del electrón = masa del protón / 1840

En el núcleo hay unas cuantas partículas neutras llamadas neutrones. La masa de un neutron es aproximadamente igual a la de un protón

Continuando con las investigaciones atómicas se observaron unos rayos extremadamente penetrantes, producidos al bombardear núcleos de berilio con partículas alfa. La energía de tales rayos, llamados rayos de berilio, era capaz de arrancar protones de la parafina y de los núcleos de nitrógeno. James Chadwick formuló en el año de 1932 la hipótesis de que los rayos de berilio eran partículas cuya masa era aproximadamente igual a la de los protones pero a diferencia de estos no poseían carga eléctrica y por eso se les llamó neutrones. Rutherford sospechó la existencia de los neutrones desde 1920.Los neutrones pueden ser considerados como la combinación de un electrón y un protón . igualmente vale la pena citar que James Chadwick fue premio Nobel de Física en 1935

Continuando con el modelo atómico de Thomson, podríamos decir que su modelo atómico fue un fracaso total. El modelo consistía en esferas positivas conteniendo en su seno a electrones negativos. Más exactamente suponía una distribución uniforme de la carga positiva y la masa en el volumen del átomo. Para Thomson el átomo estaba relleno.

Claro que la suposición de Thomson, errónea como veremos en seguida, tenía lógica porque:

a) La masa del protón es 1840 veces mayor que la masa del electrón

b) Al contener el átomo igual número de electrones y protones y al estar hechos estos con el mismo tipo de materia, ocuparía muchísimo más volumen la masa positiva de los protones que la masa negativa de los electrones, más exactamente en una relación de 1840 a 1

Por eso Thomson se imaginó al átomo como una gigantesca esfera rellena de masa positiva conteniendo en su interior a pocas y pequeñísimas esferitas de masas negativas dispersas en todo el volumen de la titánica masa positiva , es decir a los pocos electrones. Nosotros podemos tratar de entender lo que se imaginó Thomson figurándonos algo así como un vasto océano de electricidad positiva con unas cuantas y diminutas cabezas de alfiler con cargas negativas sumergidas en el seno del vasto océano. También podríamos construir una imagen mental del átomo de Thomson concibiendo un ponqué esférico gigante de carga positiva distribuida uniformemente dentro del cual están sumergidas pequeñísimas ciruelas del tamaño de la cabeza de un alfiler que representarían a los electrones con su carga negativa.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Ernest Rutherford (1871-1937) demostró que Thomson definitivamente se había equivocado con su modelo atómico. Realizó un ingenioso y creativo experimento. Tratemos de introducirnos en la mente de Rutherford, hace aproximadamente 100 años, para observar cómo este genio de la física llegó a tan audaces, asombrosas y acertadas conclusiones.

Para comenzar creemos que Rutherford tuvo que concretar y definir el problema que quería solucionar. Así, Rutherford no estaba de acuerdo con las teorías de Thomson puesto que no creía que la gran masa positiva del átomo estuviera repartida uniformemente dentro del átomo sino que sospechaba estuviera concentrada en una pequeñísima región y por consiguiente casi todo el volumen del átomo era vacío, región que tendría que ser muy pesada, dura y aparentemente inexpugnable porque recordemos que por cada electrón debe haber un protón que tiene una masa 1840 veces mayor. A su vez los pocos y pequeñísimos y livianos electrones estarían como flotando en el vacío alrededor del núcleo.

Una vez concretado el problema, seguramente Rutherford se hizo preguntas a sí mismo y realizó comparaciones con hechos sencillísimos de la vida real.

Se nos ocurre pensar que Rutherford pensó en preguntas tales como:

¿Cómo podría descubrir si en el interior de un bulto de algodón se encuentran pequeñísimas y poquísimas pero muy pesadas esferas de hierro dispersas por todo el volumen que ocupa el algodón?, o ¿Cómo podría deducir si en el interior del mencionado bulto de algodón lo que se encuentran son todas esas esferitas tan pequeñas pero tan pesadas concentradas en una región del bulto de algodón? ¿Cómo solucionar este problema? Pues a Thomson, y a cualquiera de nosotros también, seguro que se le ocurriría hurgar el bulto con una varilla o quizás dispararle con una pistola.

Ahora bien: Si el contenido del bulto o esfera de algodón tuviera las pocas diminutas y pesadas esferitas dispersas por todo el volumen del algodón, seguramente que la gran mayoría de las balas, digamos un 99%, que le dispare al bulto tendrían que pasar derechito atravesando el bulto si desviarse de su trayectoria. Es similar a pensar que si en todo el volumen de las aguas de una piscina tan grande como el centro de Bogotá lo único que hay sumergido son cien bolitas de hierro del diámetro de unos tres milímetros y le disparamos al agua, seguramente la gran mayoría de las balas pasarían derecho y no harían blanco en ninguna de las esferitas. Obvio que es de suponer que esta piscina es de aguas muy turbias, de tal suerte que por medio de la vista no podría ubicar dónde están las esferitas para apuntarles directamente. El otro 1% podría impactar algunas de las pequeñitas esferitas pero como el tamaño de la bala y su masa son muchísimos más grandes que la de cualquier esferita, si se alcanzara ha desviar la bala, su ángulo de desviación sería demasiado pequeño.

Desde otro punto de vista si las tales esferitas pequeñitas y muy pesadas estuvieran todas confinadas en una región del bulto de algodón o en una región de la piscina, llegarían a configurar una esfera mucho más grande maciza y muy pesada, prácticamente inmóvil, región que por comodidad vamos a llamar la núcleo, y al dispararle nuevamente al

bulto de algodón o a la piscina los resultados serían muy parecidos al caso de párrafo anterior, es decir la gran mayoría de las balas pasarían derechito a través del bulto de algodón o del agua de la piscina sin impactar el núcleo donde se concentran las esferitas , pero la gran diferencia está en que algunas muy pocas de las balas , en nuestro ejemplo serían un 1%, se desviarían con ángulos bastante grandes porque impactarían en el núcleo grande pesado y durísimo e inmóvil , incluso algunas balas podrían impactar de frente y no solo desviarse de la línea recta de su trayectoria sino también retroceder.

Nos imaginamos a Rutherford en plena meditación razonando de la forma anterior, y ahora sí manos al experimento en el laboratorio.

Afortunadamente para esa época las balas que iba a dispararle Thomson al bulto de algodón ya eran conocidas y manipuladas por los científicos de esa época. Se llaman partículas alfa, son positivas y poseen gran energía En breve en este mismo capítulo Ud. comprenderá qué son exactamente las partículas alfa como todo gran científico. En cuanto al bulto de algodón se trata de delgadas láminas metálicas que se suponían constituidas por átomos de acuerdo a la estructura imaginada por Thomson. El espesor de la lámina era de aproximadamente 100 000 átomos. Ahora sí Rutherford está listo para ir al laboratorio a realizar el experimento, eso fue lo que se le ocurrió en el año 1911 Manos a la obra.

Qué sucedió?

Absolutamente increíble y asombroso. El 99% de las partículas alfa conservaron su trayectoria rectilínea al atravesar la lámina delgada. Sólo un 1% se desvió un ángulo grande y dentro de este 1% solo unas muy pocas partículas alfa rebotaron. Conclusión: Rutherford tenía razón puesto que para explicar las grandes desviaciones y los retrocesos de las partículas alfa la única eventualidad era admitir que la electricidad positiva y por consiguiente la gran masa del átomo se concentran en zonas muy pequeñas . Vale la pena anotar que Rutherford recibió el premio Nobel de Química en 1919.

 

El átomo de Rutherford sugiere que posee un núcleo en el centro donde se concentran su carga positiva y su masa y los electrones giran alrededor de este núcleo

EL átomo de Rhtherford es como un sistema solar en miniatura

Ahora observemos con atención el de la figura que nos muestra a las partículas alfa atravesando la lámina metálica según el modelo atómico de Rutherford ¿Qué podemos concluir?

La mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin desviarse Los núcleos son inmóviles porque son exageradamente pesados Hay partículas que pasan muy cerca del núcleo de algunos átomos y recordemos que ese núcleo y el

de la partícula alfa son positivos, son de igual signo. Unas pocas partículas alfa chocan contra los núcleos y se desvían

Como observamos, el átomo de Rutherford se asemeja mucho a un sistema solar en miniatura.

EL MODELO ATÓMICO DE BHOR

Si consideramos muy detenidamente el modelo atómico de Rutherford, sobreviviría solo unas millonésimas de segundo. En otras palabras el átomo de Rutherford es totalmente inestable y contradice la

observación del universo puesto que la mayor parte de sus átomos viven miles de millones de años. Entonces ¿Por qué el átomo de Rutherford es inestable?

Supongamos que los electrones alrededor del núcleo no giran. La sola consideración de su carga negativa y la carga positiva del núcleo nos trae a la mente la ley cualitativa de las acciones eléctricas que nos permitimos recordar:

"Las cargas eléctricas de la misma naturaleza, es decir de igual signo, se repelen y las de naturaleza contraria, es decir de sigo diferente, se atraen"

Por consiguiente los electrones serían atraídos por la poderosa carga eléctrica concentrada en el núcleo y el átomo moriría. Pensemos en este momento que sucedería si todos los planetas del sistema solar fueran atraídos a las entrañas del sol!

Peor aún, ciertamente los electrones no permanecen estáticos en sus órbitas ni tampoco se mueven con movimiento rectilíneo uniforme sino que se mueven aproximadamente con movimiento circular uniforme. Para lograr tal movimiento, según las leyes de Newton, se requiere de una aceleración. Ahora bien, toda carga eléctrica que se acelera radía energía y por consiguiente todos los electrones que giran alrededor del núcleo irradian mucha energía y de acuerdo a lo estudiado en el capítulo "Las unidades y sus mediciones" sería como la persona que tiene muchas energías en la mañana y empieza a gastarlas trabajando, pero como no le pagan por su trabajo no tiene cómo reponer las energías gastadas y finalmente moriría. En el caso que estamos considerando los electrones retardarían su movimiento cayendo abruptamente sobre el núcleo en cuestión de millonésimas de segundo.

Afortunadamente estos problemas fueron superados por Niels Bhor quien perfeccionó el modelo atómico de Rutherford el cual explicamos a continuación.

Empecemos por establecer una analogía con un satélite que gira alrededor de la tierra. El satélite tiene una energía debido a que los motores hacen una fuerza para que recorra un espacio alrededor de la órbita, recordemos:

W = F × e

 

Ahora pensemos que un cuerpo que cae verticalmente atraído por la gravedad de la tierra hace un trabajo igual a

W= F × e

 

W = m× a × e

W = m× g × h

 

donde g es la aceleración producida por la fuerza de la gravedad y h es la altura.

Por consiguiente para mantener el satétite a una determinada altura por encima de la superficie de la tierra y no dejarlo caer es necesario suministrarle energía. 

Así mismo un electrón que gira alrededor del núcleo posee este conjunto de energía que depende de la órbita a través de la cual se desplaza. La inteligencia de Bohr para superar la deficiencia del átomo de Rutherford

consistió en observar que para cada grupo de órbitas electrónicas se puede atribuír al átomo un determinado nivel energético, proponiendo además que para dimensiones a escala atómica, las leyes que rigen el comportamiento de las partículas son diferentes de las del mundo macrocópico. Niels Bohr también fue premio Nobel de física en 1922.

Podemos sintetizar el modelo de Bohr en los siguientes postulados:

En cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, este no emite energía radiante, pero como a cada órbita le corresponde una energía determinada, las órbitas se toman hoy como niveles de energía del electrón.

Los electrones no pueden recorrer cualquier órbita sino algunas de ellas con energía perfectamente definida. (Simplemente para motivar el estudio de la física, aunque no se entienda en este momento, pero con perspectivas de llegar a coronar los estudios de ingeniería electrónica, las órbitas que pueden recorrer los electrones son aquellas cuyo su producto de inercia por la velocidad angular es un múltiplo entero de h/2 donde h es la constante de Planck.

La energía liberada por un electrón de una órbita superior a otra más cerca al núcleo se emite en forma de una onda electromagnética elemental de tipo luminoso cuyo valor depende de la órbita de salida y de la de llegada.

 

Masa Atómica

MASA ATÓMICA RELATIVA

¿Cómo es posible medir la masa de un átomo de un elemento? Esta tarea nos parece imposible dada su extrema pequeñez. ¿Cómo cogemos un solo átomo de un elemento como el hidrógeno (H), el cobre (Cu)? ¿Dónde encontramos una balaza para medir su masa?

Dalton tuvo que solucionar este problema. Dalton ideó la medición de la masa relativa y no la masa absoluta que es la que pretendíamos medir en el párrafo anterior. Veamos un ejemplo de cómo medir la masa relativa.

Supongamos que vamos a medir las masa de dos niños gemelos que tienen exactamente la misma masa y la vamos a comparar con la de su papá. Es decir vamos relacionar la masa del papá con la masa de los niños gemelos. Más claro aún: Vamos a medir las masa relativas de los niños tomando como referencia la masa de papá.

Aunque yo no puedo medir las masas absolutas del niños ni la del papá si podría llegar a establecer por ejemplo que la masa del papá es ocho veces mayor que la de los dos niños y por consiguiente la masa relativa del papá es dieciseis 16 veces la masa de uno de los niños. O sea: La masa de un niño es 1/16 de la del papá

Como hemos tomado al papá como referencia, el papá debe estar disponible para comparar las masas de otros objetos con él y para referir su masa a la de los demás le podríamos asignar arbitrariamente a hijo1 100 unidades de masa o cualquier otro número, por ejemplo le vamos a asignar a hijo1 16 unidades de masa, y lo escribimos así: 16 (um). Entonces ¿A cuántas unidades de masa corresponde la masa de H?:

Masa de papá = 1/16 de la masa de hijo1

Luego la masa relativa de papa es 1 (um) siendo la masa relativa de hijo1 16 (um)

Así de fácil piensan los científicos. Veamos ahora cómo determinaron la masa atómica del hidrógeno y del oxígeno.

Según la "Ley de las proporciones múltiples", los diversos elementos químicos se combinan en proporciones definidas y diferentes para formar los diferentes compuestos químicos, por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno no se combinan en cualquier proporción para formar el agua; por el contrario, para formar el agua la proporción es de dos átomos de hidrógeno (H) por cada átomo de oxígeno (O) y así obtenemos una molécula de agua.

Al llevar a cabo un análisis de cualquier cantidad de agua pura muestra que su masa consta de 11,19% de hidrógeno y 88.11% de oxígeno. Es como decir que la masa del oxígeno es aproximadamente ocho veces mayor que la del hidrógeno, o más exactamente:

La cantidad de masa del O es 88.11 / 11.19 = 7.937 veces mayor que la del H.

Pero digamos aproximadamente que:

La cantidad de masa del O es: 88.11 / 11.19 8 veces mayor que la del H

masa de 1 átomo O = 8 veces la masa de 2 átomos de H

masa de 1 átomo O = 16 veces la masa de 1 átomo de H

La masa de un átomo de oxígeno es 16 veces mayor que la masa de un átomo de hidrógeno. Dicho más sencillamente:

La masa atómica del H, es decir la masa de un átomo de H, es 1/16 de la del oxígeno

La referencia en este caso es el oxígeno, y aunque es arbitraria se toma como patrón por su facilidad para combinarse con la mayoría de los demás elementos. Recuerde del capítulo 2 "Las medidas físicas y sus unidades" que la unidad que se toma como patrón debe ser fácil accesibilidad. Ahora, así como a hijo1 le asignamos 16 unidades de masa, los químicos le asignaron al oxígeno 16 unidades de masa atómica (uma) y por consiguiente: Una unidad de masa atómica (uma) = 1/16 de la masa del átomo de oxígeno luego la masa relativa del H es 1, o más exactamente:

La cantidad de masa del O es 88.11 / 11.19 = 7.937 veces mayor que la del H

masa relativa de 1 átomo O = 7.937 veces la masa de 2 átomos de H

masa relativa de 1 átomo O = 15.874 veces la masa de 1 átomo de H 

masa relativa del H = 1/15.874 de la del O

 

pero como al oxígeno se le asignaron 16 (uma) entonces:

masa atómica del H = 1/15.874 × 16 (uma)

masa atómica del H = 1.0079 (uma)

OBSERVACIONES

Recalcamos la diferencia entre masa y peso La masa atómica, como ya explicamos, es una relación que me dice cuánta masa tiene un átomo

de un elemento en comparación con la de otro, ya entendimos, por ejemplo, que un átomo de H tiene una masa equivalente a 1/16 de la masa de un átomo de oxígeno. Si calculáramos el peso tendríamos que multiplicar la masa por 9.8 m/s2, pero la relación se conserva como vemos en la siguiente proporción: 

Lo que quiere decir, que como se trata de relaciones: 

La masa atómica de un elemento y su peso atómico vienen expresados por el mismo número

Por eso observe que en las tablas períodicas de los elementos químicos algunos autores se refieren indiferentemente a la masa atómica y otros al peso atómico .

EJERCICIO

A partir de la tabla periódica de los elementos químicos observamos que la masa atómica del H es 1.00797, la del helio (He) es 4,0026, la del oxígeno es 15.9994; explique lo que significan estos números y relaciónelos.

Solución:

Aproximando la masa atómica del oxígeno a 16 y la del hidrógeno 1 y la del helio a 4 podemos concluir que:

la masa atómica del O es 16 veces la masa atómica del H;( luego la masa atómica del H es 1/16 de la masa atómica del O).

La masa atómica del He, es 4/16, es decir ¼, de la masa atómica del O; (Luego la masa atómica del O es 4 veces la masa atómica del He).

La masa atómica del He es cuatro veces la masa atómica del H; (luego la masa atómica e H es ¼ de la masa atómica del Helio.

EJERCICIO

En la tabla de elementos químicos encontramos las masas atómicas de los siguientes elementos.

Elemento químico SímboloMasa atómica

(aproximada)Hidrógeno H 1Helio He 4Oxígeno O 16Neón Ne 20Silicio Si 28Hierro Fe 56Cobre Cu 64Plata Ag 108Oro Au 196Torio Th 232

De acuerdo a la tabla anterior relacionar las masas atómicas de cada uno de ellos con las de todos los demás. Para mayor facilidad termine de llenar la siguiente tabla:

H He O Ne Si Fe Cu Ag Au Th

H

1 ¼ (la masa atómica del H es 1/4 veces la del He)

1/64 (la masa atómica del H es 1/64veces la del Cu)

1/232 (la masa atómica del H es 0.0043 veces la del Cu)

He 4 1 ¼ (la masa atómica del He es 1/4 veces la del O)

O 16 (la masa atómica del O es 16 veces la del H)

4 (la masa atómica del O es 4 veces la del He)

16/64 (la masa atómica del O es 0.25 veces la del Cu)

16/232 (la masa atómica del O es 0.067 veces la del Th)

Ne

Si 28/28 (la masa atómica del si es 1 vez la del Si)

Fe

Cu 64/196 (la masa atómica del Cu es 64/196 veces la del Au)

Ag

Au

Th 232 (masa atómica del Th es 232 veces la del H)

¿Qué conclusiones podría deducir del trabajo anteriormente realizado?

¿Por qué el átomo de un elemento, por ejemplo el Au, es más pesado que el átomo del Si?

EL ATOMO - GRAMO

Dada la extrema pequeñez del átomo ¿Podemos pesar un solo átomo de Cu, O, Fe, Au, o de cualquier otro elemento? ¡Imposible! Cualquier cantidad de sustancia de un elemento por pequeña que sea contiene miles de miles de millones de átomos. Sin embargo los científicos han podido calcularcon extrema exactitud y precisión el peso de un solo átomo de cada uno de los elementos químicos hasta ahora conocidos. ¿Cómo? Lo entenderemos perfectamente si entendemos qué es el átomo gramo y el número de Avogadro.

Empecemos por pensar si es posible tomar masas que tengan cantidades iguales de átomos, por ejemplo ¿Será que es posible tomar una cantidad de x gramos de de Cu que contenga:

602 350 000 000 000 000 000 000 átomos de cobre

y otra cantidad y de gramos de Au que también contenga:

602 350 000 000 000 000 000 000 átomos de oro

¿Qué piensa Ud.? Le sugerimos nuevamente que establezca relaciones. Siga pensando antes de continuar con esta lectura.

Pues bien, ¡sí es posible!, pero ¿Cómo?

Claro que es fácil si Ud. realizó el ejercicio propuesto en la sección anterior y meditó profundamente en las relaciones entre las masas atómicas de diferentes elementos químicos. Veamos, por ejemplo:

La relación entre la masa de 1 átomo de cobre y la de 1 átomo de oro es

64/196

Pues, vea lo fácil, esto quiere decir, si se entendió la relación y la aplicamos, que una cantidad de 64 gramos . de cobre debe tener un número de de átomos cobre igual al número de átomos de oro que hallaríamos que 196 gramos de oro; lo mismo ocurrirá si tomanos, por ejemplo 640 toneladas de cobre y 1960 toneladas de oro; las 64 toneladas de cobre tendrán una cantidad de átomos de cobre igual a la cantidad de átomos de oro en las 1960 toneladas de oro!

Hasta aquí, hemos razonado lo suficiente, pero todavía no le podemos dar respuesta a la pregunta inicial de esta sección: ¿Podemos pesar un solo átomo de Cu, O, Fe, Au, o de cualquier otro elemento?

Continuemos investigando. Ahora nos preguntamos ¿Cuántos átomos hay en 64 gramos de Cu?, ¿Cuántos átomos hay en 196 gramos de Au? Pues no lo sabemos. Tan solo sabemos que 64 gramos de Cu contienen el mismo número de átomos que 196 gramos de Au.

Así no sepamos cuántos átomos hay en 64 gramos de cobre, a esta cantidad de átomos le podemos dar un nombre, o mejor, los científicos le pusieron un nombre muy apropiado: ATOMO-GRAMO de cobre. Por consiguiente un átomo-gramo de Cu es un número de átomos, no sabemos cuántos, contenidos exactamente en 64 gramos de Cu, Dicho de otra forma: un átomo- gramo de Cu es un número de átomos, no sabemos cuántos, cuya masa total en gr (64 gramos ) es numéricamente igual a la masa atómica del Cu, que como ya sabemos es 64.

Similarmente un ÁTOMO-GRAMO de Au es un número de átomos, no sabemos cuántos, cuya masa total en gr (196 gramos ) es numéricamente igual a la masa atómica del Au, que como ya sabemos es 64.

Ahora generalicemos:

Un ÁTOMO-GRAMO de un elemento es un número de átomos, no sabemos cuántos por ahora, cuya masa total en gramos es numéricamente igual a la masa atómica de dicho elemento

No está por demás subrayar que estos conjuntos de átomos tienen la misma cantidad de átomos aunque poseen diferentes masas. Insistimos para nuestros ejemplos: un átomo-gramo de Cu tiene una masa de 64 gramos y contiene un número de átomos de Cu exactamente igual al número de átomos de Au contenidos en 196 gramos, o en 16 gramos de O, o en 1 gramo de H, o en 4 gramos de He, o en 232 gamosr de Th, o en 20 gramos de Ne, o en 56 gramos de Fe. Observe que en esta sección hemos aplicado y desarrollado competencias tales como: generalizar, investigar, calcular, relacionar, pesar, medir. Veamos una aplicación de concepto de átomo gramo en el siguiente problema.

PROBLEMA

Un químico necesita calcular cuántos gramos de nitrógeno se requieren para reaccionar con 500 gramos de oxígeno sabiendo que estos elementos se combinan uno a uno, es decir un átomo de nitrógeno se combina con un átomo de oxígeno , para formar una molécula de óxido nitroso (NO).

Solución:

La masa atómica del oxígeno es de 16 g, lo que quiere decir que un átomo -gramo de oxígeno son 16 g.

Similarmente la masa atómica del nitrógeno es de 14 g, entonces un átomo -gramo de nitrógeno son 14 g

Una átomo-gramo de oxígeno se combina con un átomo-gramo de de nitrógeno

Calculemos ahora a cuántos átomos-gramo de oxígeno corresponden 500 g de oxígeno.

500 gramos de oxígeno son 500 /16 átomos-gramo de oxígeno = 31.25 átomos-gramo de oxígeno

31.25 átomos-gramo de oxígeno se combinan con 31.25 átomos-gramo de nitrógeno

Calculamos ahora cuántos gramos son 31.25 átomos gramo de nitrógeno

31.25 átomos- gramo de nitrógeno son: 31.25 x 14 gramos de nitrógeno = 437.5 gramos de nitrógeno

El químico necesita 437.5 gramos de nitrógeno para reaccionar con 500 gramos de oxígeno .

Nota: Lo que sabemos fue que produjo óxido nitroso (NO) pero no sabemos cuántas moléculas de óxido nitroso.

Este problema lo hubiéramos resuelto más sencillamente mediante el manejo de las proporciones así: si 16 gramos de oxígeno contienen un número de átomos igual a 14 gramos de oxígeno, 500 gramos de oxígeno contendrán un número de átomos de oxígeno igual a x gramos de nitrógeno

 

X= 437.5; 437. gramos de nitrógeno

EL NÚMERO DE AVOGADRO

La dicha de poder calcular cuántos átomos hay en un átomo gramo se la debemos a Avogadro Di Quaregna (1776-1856) .En un átomo gramo de cualquier elemento químico hay:

602 350 000 000 000 000 000 000 átomos

o sea 6.02 × 10 23 átomos; a este número se le conoce como NÚMERO DE AVOGADRO

NÚMERO DE AVOGADRO = 6.02 × 10 23

Un ÁTOMO-GRAMO de un elemento es un número de átomos, exactamente 6.02 × 10 23, cuya masa total en gramos es numéricamente igual a la masa atómica de dicho elemento.

¿Cómo hizo Avogadro para calcular cuántos átomos había en un átomo-gramo?, Si conocemos la densidad de un elemento químico, por ejemplo la de cobre 8.96 g/cm3 entonces:

Densidad = Masa/ volumen

Podemos calcular el volumen de 64 gramos de cobre

Volumen = masa /densidad = 64 g / (8.96 g/ cm3) = 7.14 cm3

O sea que el volumen ocupado por un átomo- gramo de cobre es de 7.14 cm3

¿Cómo contamos cuántos átomos de cobre hay en esos 7.14 cm3?

Mediante rayos X es viable examinar las distancias entre los átomos de un sólido y por consiguiente se puede calcular el número de átomos en un determinado volumen, también se pueden emplear técnicas basadas en la radiactividad.

MASA ABSOLUTA DE LOS ATOMOS

Al comienzo de la sección 5 advertimos que sí era posible calcular la masa de un solo átomo de cualquier elemento si entendíamos qué es un átomo-gramo y el número de Avogadro. Veamos :

PROBLEMA

Calcular la masa absoluta del hidrógeno

Solución:

La masa de un átomo-gramo de hidrógeno es 1 g y tiene 6.02 × 10 23 átomos. luego masa de un sol átomo de H será:

1 / 6.02 × 10 23 = 0.166 × 10- 23 gramos

= 0.000 000 000 000 000 000 000 001 66 gramos

NÚMERO ATÓMICO

 

El número atómico de un elemento es el número de protones (cargas positivas) contenidos en su núcleo y se suele denominar con la letra Z

Debemos tener en cuenta que como el átomo es eléctricamente neutro, el número de cargas positivas es igual al número de cargas negativas y por consiguiente:

Un átomo de cualquier elemento tiene un número de protones igual al número de electrones. Por supuesto que la carga eléctrica de un portón es igual a la carga eléctrica de un protón.

NUMERO DE MASA O MASA ATÓMICA

El número de masa es la suma del número de protones más el número de neutrones contenidos en el núcleo de un átomo, suele llamarse también número de masa o número másico

A = Número de masa = Número másico = Masa atómica

= Número de protones + número de neutrones, en el núcleo de un átomo y se designa por la letra A.

SIMBOLISMO PARA DESIGNAR EL NÚCLEO DE UN ÁTOMO DE UN ELEMENTO

Tomemos por ejemplo el Cu:

Número atómico Cu Masa atómica = Z Cu A = 29 Cu64

Luego para el átomo de cobre:

Número atómico, Z= 29, significa que tiene 29 protones (p+) y por consiguiente 29 electrones. (e-)

Número de masa, A = 64, significa que la suma del número de protones más el número de neutrones es 6, entonces:

A = 64 = número de protones + número de neutrones.

64 = 29 + número de neutrones.

Luego el número de neutrones (n) será:

Número de neutrones = 64 - 29 = 25

Número de neutrones = A - Z

Número de neutrones = Número de masa - Número atómico

En conclusión el Cu tiene:

29 protones (p+)

29 electrones (e_)

25 neutrones (n)

ISÓTOPOS

No todos los átomos de un elemento poseen la misma masa atómica. Dicho de otra forma, los átomos de un elemento poseen el mismo número de protones y de electrones pero pueden tener un número diferente de neutrones. A tales átomos se les llama isótopos de ese elemento.

Los isótopos son los átomos de un elemento que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa

Como ejemplo el Hidrógeno tiene tres isótopos :

1 H 1 1 H 2

1 H 3

Isótopos del

Hidrógeno

Nombre Z (Número atómico=

Número de

p+)

Número de

(e-)

A (Número de masa =

Número de

(p+) + (e-)

A -Z

Número de

(n)

1 H 1

Protio

1 1 1 0

1 H 2

Deuterio

1 1 2 1

1 H 3 1 1 3 2

Tritio

Normalmente cada elemento tiene dos o más isótopos, como en el caso anteriormente expuesto para el hidrógeno.

Reflexiones sobre el tamaño y la masa de los átomos

Masa aproximada (Kg) Radio aproximado (m)Electrón 9.1 × 10-31 (me) 2.8 × 10-15 (re)Protón 1.6726 × 10-27 (mp) 3 × 10-15 (rp)Neutrón 1.6749 × 10-27 (mn) 3 × 10-15 (rn)

TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS

Los experimentos muestran que el radio del núcleo de un átomo es de aproximadamente 10-12 cm y el de las órbitas electrónicas entre 2×10-8 cm y 3×10-8 cm. Estas longitudes son tan pequeñas que difícilmente podemos comprenderlas, y por eso vamos a relacionarlas ¿Cuántas veces más grande es el radio de las órbitas comparado con el radio del núcleo?, veamos: 

¡O sea que el radio de las órbitas es aproximadamente unas treinta mil veces mayor que el radio del núcleo!

Siendo así, si amplificamos el radio del núcleo hasta unos 15cm, es decir al tamaño aproximado de un balón de fútbol, el radio de las órbitas sería:

Radio de las órbitas 15cm × 30 000 = 450 000 cm = 4500m = 4.5 km.

Interesante y asombroso, si el núcleo del átomo lo agrandáramos hasta el tamaño de un balón de 15 cm de radio, los electrones girarían alrededor de él a una distancia de aproximadamente 4.5 km.

Con el fin de obtener una idea más real del desarrolle el siguiente ejercicio.

EJERCICIO

Tome un mapa de la ciudad o pueblo donde se encuentre y

a) Calcule a partir de la escala a cuántos metros o km equivale un centímetro de su mapa.

b) Calcule a cuántos cm de su mapa equivalen 4.5 km y trace una circunferencia de igual radio con centro en un lugar bien conocido por Ud.

c) Observe por qué lugares de su conocida ciudad o pueblo o sus alrededores pasa esta circunferencia.

d) ¿Calcule qué tan pequeños son los electrones en comparación con el núcleo?

Particularmente lo hicimos con un mapa de la ciudad de Bogotá.

a) Calcule a partir de la escala a cuántos metros o km equivale un centímetro de su mapa

La escala es 1:25000 quiere decir que por cada mm, cm o m etc. de distancia entre dos puntos del mapa tenemos una distancia real de 25000 mm, cm o m en la realidad. Así que tomamos: 

un centímetro del mapa equivale a 25000 cm = 0.25 km de la realidad

b) Calcule a cuántos cm de su mapa equivalen 4.5 km y trace una circunferencia de igual radio con centro en un lugar bien conocido por Ud

entonces 4.5 km. de la realidad equivalen a 18 cm. de nuestro mapa y ahora trazamos la circunferencia con centro en el estadio Nemecio Camacho "El Campín" 

c) Observe por qué lugares de su conocida ciudad o pueblo o sus alrededores pasa esta circunferencia

En nuestro mapa observamos que si en el Centro del estadio "El Campín" colocáramos un balón de 15 cm de radio, los electrones girarían a 4.5km alrededor del balón y pasarían por : el barrio Ricaurte, el cruce de la Avenida Boyacá con la Autopista Eldorado, el cruce de la carrera séptima con la calle 92, igualmente pasarían muy próximos a la quinta de Bolívar y el cruce de la carrera séptima con la Avenida Jiménez. Los electrones serían como cabezas de alfiler girando alrededor del balón de fútbol y a esas distancias ya calculadas.

d) Calcule qué tan pequeños son los electrones en comparación con el núcleo

El radio del núcleo atómico es aproximadamente 360 veces mayor que el radio del electrón, luego en nuestro problema los electrones que giran alrededor del balón de fútbol a distancia de 4.5 km tendrían un radio de:  15 cm / 357 = 0.042 cm = 0.42 mm o sea que el radio sería menor de 1 mm, como la cabeza de un alfiler

 

OBSERVACIÓN

Dados los cálculos anteriores es importantísimo hacer notar que comúnmente nos hacemos una idea exageradamente falsa del tamaño del átomo cuando lo dibujamos. En el dibujo vemos que los electrones están muy cerca del núcleo lo cual es completamente falso. Si dibujáramos el núcleo con un radio 0.5mm, es decir del tamaño de un punto, las órbitas de los electrones serían de: 

0.5mm × 30 000 = 15 000 mm = 15 m

¡Luego en un cuaderno o en un libro no podemos ni siquiera dibujar el núcleo tan diminuto como un punto porque las órbitas estarían a quince metros. Y los electrones no los podríamos dibujar ni con la punta más fina de un lápiz!

0.5mm/ 360= 0.00138 mm es decir aproximadamente una milésima de milímetro, es decir una micra! Y el resto del volumen del átomo vacío!

 

Sugerencia: seguimos haciendo énfasis en las habilidades de relacionar y aproximar. Siempre que tengamos cantidades muy pequeñas, podremos tener una comprensión más real de los fenómenos, si las miramos con un potente microscopio a través de de la amplificación como lo hicimos en esta sección. No olvide usar esta potente lupa para amplificar los espacios en sus investigaciones !

Ahora comparemos un átomo con el sistema solar

EJERCICIO

Hallar la relación entre el radio del sol y el radio de las órbitas de Mercurio, la Tierra y Plutón. Compare estas relaciones con la relación entre el radio diámetro de las órbitas en los átomos respecto a su núcleo.

Solución: Para el átomo tenemos :

 

Planeta Radio de la órbita (km)Radio de la órbita del planeta /radio de la órbita del

sol

Mercurio 58×106 83

Tierra 149×106 214

Plutón 5900×106 8485

Luego podemos concluir que el átomo es un sistema solar en miniatura y que prácticamente su volumen es vacío.

El tamaño de los átomos es difícil de establecer porque entre otras cosas depende de los átomos vecinos al formar ese átomo un compuesto u otro, sin embargo a través de los radios podemos comparar tamaños.

Vale la pena aclarar que los electrones no se mueven en un plano sino en las tres dimensiones y por consiguiente su trayectoria constituiría una capa esférica y no una órbita a pesar de que los dos términos se usan indiferentemente.

LA MASA DEL NÚCLEO DEL ATOMO COMPARADA CON LA MASA DE SUS ELECTRONES ORBITALES

Una vez comprendidas las dimensiones reales aproximadas del tamaño de los átomos, examinemos su masa.

PROBLEMA

a) Relacione la masa de protón con la de un electrón y la masa del electrón con la del neutrón.

b) Relacione la masa del núcleo del átomo de Cu con la masa total de los electrones que giran a su alrededor.

c) Relacione la masa de un electrón del átomo de Cu con la masa de su núcleo.

Solucióna)

La masa del protón es aproximadamente 1836 veces mayor que la protón. Como la masa del neutrón es aproximadamente igual a la del protón también podemos afirmar que la masa del neutrón es aproximadamente 1836 veces a del electrón. 

Masa del protón 1836 veces la del electrón

Masa del protón a la del neutrón

b) Relacione la masa del núcleo del átomo de Cu con la masa de los electrones que giran a su alrededor.

De la tabla periódica de los elementos químicos:

29 Cu64

Número de protones = número de electrones =Z= 29

Número de protones + número de neutrones = A= 64

Número de neutrones = A - Z= 64 - 29 = 35

(me) = 9.1 × 10-31 g

(mn) = 1.6726 × 10-27g 1836 me

(mp) = 1.6726 × 10-27g 1836 me 

Masa del protón veces la del electrón

Masa del protón a la del neutrón

Masa de los 29 electrones = 29 (me)

= 29 × 9.1 × 10-31g

= 263.9 × 10-31g 

Masa nuclear = 35 (mn) + 29 (mp)

= 35 × 1836 × (me) + 29 × 1836 × (me)

= 64 × 1836 × 9.1 × 10-31g = 1 069 286 × 10-31g

Relacionemos la masa nuclear del átomo de Cu con la masa total de los electrones que giran alrededor de él.

¡El núcleo de átomo de Cu tiene una masa 4051 veces mayor que los de los electrones que giran a su alrededor!

Para tener una idea más real de esta relación prodríamos decir que si los electrones del átomo de Cu tuvieran una masa de un kg, la masa del núcleo sería de cuatro mil cincuenta y un kilogramos! Mejor aún, como el peso es proporcional a la masa, si el peso de los electrones fuera de 1 Nt el peso del núcleo sería de 4051 Nt, equivalente aproximadamente al peso de de tres carros Mazda323 .

Qué extraordinariamente pesada es la masa del núcleo del átomo de Cu en comparación con las masa de los electrones que giran a su alrededor. Y en cuanto a sus distancias no olvidemos que el núcleo sería como del tamaño de un balón de fútbol pesadísimo, de más de cuatro toneladas, con centro en el estadio Nemesio Camacho "El Campín" y su electrones girando a una distancia de 4.5 km a su alrededor. 

c) Relacione la masa de un electrón del átomo de Cu con la masa de su núcleo.

Más sorprendente aún, la masa de nuclear el átomo de Cu es unas ciento diecisiete mil veces mayor que la masa de un electrón.

Relacionando podemos establecer que si la masa de un electrón fuera de un kilogramo, la masa del núcleo del sería de 117 503 kilogramos, algo más de de 117 toneladas y media , como la masa de unos 90 carros Mazda 323!

En este punto podemos intuir la potencialidad de un núcleo de un átomo y además podemos empezar a imaginarnos las espantosas fuerzas que se albergan dentro de él.

Como veremos, cuando un átomo pierde uno de sus electrones decimos que el átomo se ionizó, es decir este átomo ya no tiene igual número de cargas positivas y negativas y por eso ya no lo podemos llamar átomo sino ión. Para este caso si uno de los electrones se independiza de su átomo padre, quedaría un ión con las 29 cargas positivas en su núcleo pero con solo 28 electrones girando en la periferia, es decir un ión positivo de Cu pesadísimo en comparación del electrón que desligó, sí un ión ciento diecisiete mil ciento sesenta veces más pesado que el electrón que se separó de su átomo padre. Podemos intuir que el electrón por sen tan ligero se puede mover con mucha facilidad ,pero el pesadísimo ión de cobre prácticamente no se puede mover.

Conclusiones 

Observamos que la relación entre la masa nuclear y la masa total de los electrones para un átomo se mantiene aproximadamente constante, excepto para el hidrógeno ¿Por qué?

Veamos: de la tabla periódica podemos concluir que aproximadamente el número de neutrones es igual al número de protones y como ellos están alojados en el núcleo, entonces por cada electrón tenemos dos partículas (protón + neutrón) alojadas en el núcleo y como cada una de estas es 1836 más pesada, el núcleo de un átomo será aproximadamente 2×1836 = 3672 veces más pesado que su periferia. Los resultados de la tabla anterior están próximos a esta cantidad, aumentando a medida que el núcleo tiene más partículas.

Observamos igualmente que la relación anterior es menor para el hidrógeno puesto que de sus isótopos tomamos el protio el cual no tiene neutrones en su núcleo.

Cuando cualquiera de los átomos se ioniza, perdiendo siquiera un electrón, nos queda una ión poderosamente pesado en comparación del peso del electrón que perdió. Observe en la tabla anterior la última columna que relaciona este hecho y cómo aumenta a medida que aumenta el número atómico del elemento.

Distribución electrónica Probabilistica

Ahora que tenemos un conocimiento  mucho claro del átomo y de sus relaciones en cuanto espacio y masa, estudiemos la distribución de los electrones en sus órbitas  de acuerdo al modelo atómico de Bohr.   

NIVELES ENERGÉTICOS

Según los principios de la mecánica cuántica  lo electrones  de los átomos se hallan  en niveles determinados  de energía.

De la gráfica anterior podemos concluir que:

Los electrones tienen una energía  mínima  en el nivel  1 y que su energía  aumenta   entre más estén alejados del núcleo. Los electrones más distantes del núcleo tienen más energía; en el dibujo anterior los electrones con mayor energía están en el nivel 7.

Las capas se nombran  en orden de las letras del  abecedario, a partir de la letra k que corresponde a la capa  que se encuentra más cerca del núcleo,  en ella se desplazan los electrones con mínima energía  y son los que están más fuertemente unidos al núcleo.

REGLAS DE LA DISTRIBUCIÓN  DE ELECTRÓNICA   POR CAPAS 

a)    Cada capa tiene un número máximo de electrones dado por  2n2, donde n es el número de la capa numerado de adentro hacia afuera.

b)    La última capa  podrá poseer  como máximo  8 electrones. La penúltima capa  podrá poseer como máximo  18 electrones.

c)    La última capa poseerá un máximo de  2 electrones si la penúltima no está completa. La penúltima capa poseerá  un máximo de 9 electrones si la antepenúltima no está completa. 

El número n  que determina la órbita electrónica se denomina número cuántico principal

Veamos, preste atención por ejemplo  a los grupos: 

Litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio, son metales y resplandecen, se les llama metales alcalinos, son blandos, maleables (pueden convertirse en láminas) y dúctiles (pueden estirarse en hilos), entonces tienen propiedades comunes. Además, y muy importante, observe que todos ellos tienen solo electrón el la última órbita, como veremos esto los hace buenos conductores de la electricidad Y Mendeleiev los agrupó en la primera columna (1A).

La plata el cobre y el oro también son metales. También tienen un solo electrón en la última órbita, también son muy buenos conductores de la electricidad, podríamos pensar que sería como fácil arrancarles este electrón de la última órbita porque la penúltima está completa. Además son más duros que los metales alcalinos. Como tienen propiedades comunes con los metales alcalinos, Mendeleiev los agrupó en la columna (1B). Entonces observamos que existen propiedades que se repiten periódicamente, como los de la columna (1A) Y (1B) por eso la tabla se llama tabla periódica.

El helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón son gases, los llaman gases inertes o nobles porque no se combinan con los demás elementos, es decir, tienen propiedades comunes. Todos ellos tienen 8 electrones en la última órbita y tienen el máximo número de electrones en la última órbita! ¿Será por esto que no se pueden combinar con los otros elementos? Están agrupados en la columna (0)

El boro, aluminio, galio, indio y talio tienen todos 3 electrones en la última órbita, como veremos este hecho los hace extensamente utilizados en electrónica al galio y al indio. 

El carbono, silicio, germanio, estaño y plomo tienen 4 electrones en su última órbita. Los dispositivos electrónicos modernos, llamados de estado sólido, se hacen de silicio o germanio. Su teléfono celular, su televisor, equipo de sonido, su teclado musical y prácticamente todos los aparatos electrónicos están hechos de pastillas electrónicas que en su interior contienen miles y millones de pequeñísimos dispositivos construidos básicamente con silicio o germanio.

El nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto tienen cinco electrones en la última órbita, veremos que esta propiedad hace que el arsénico y el antimonio sea muy usados en electrónica.

Las propiedades de los átomos están supeditadas al   del número de electrones que poseen en la última órbita.

SUBCAPAS Y ÓRBITAS 

Cada  capa de las anteriores  se divide en un número de subcapas  o subniveles de energía  dadas  por su número cuántico, es decir:

Capa Número cuántico principal (n)

Número de  subcapas

Nombre  de las subcapas

K 1 1 sL 2 2 s, pM 3 3 s, p, dN 4 4 s, p, d, f

El máximo número de electrones de cada subcapa es

Subcapa Número máximo de electrones

s 2p 6d 10f 14

 

Finalmente cada subcapa se divide en órbitas de tal suerte que cada electrón gira en  una órbita. 

Ahora es pertienente recordar los postulados de Bohr y hacernos algunas preguntas:  

En cualquiera que sea la  órbita descrita  por un electrón, este no emite energía radiante, pero como a cada órbita  le corresponde una energía determinada,  las órbitas se toman hoy como niveles de energía del electrón.

Los electrones no pueden recorrer cualquier órbita sino  algunas de ellas con energía perfectamente definida.  (Simplemente para motivar el estudio de la física, aunque no se entienda en este momento, pero con perspectivas  de llegar a coronar los estudios de ingeniería electrónica, las órbitas que pueden  recorrer los electrones son aquellas  cuyo su producto de inercia por la velocidad angular  es un múltiplo entero de h/2  donde h es la constante de Planck.

La energía liberada por un electrón  de una órbita superior a otra más cerca al núcleo  se emite en forma de una onda electromagnética elemental de tipo luminoso  cuyo valor depende de la órbita de salida y de la de llegada.

¿Cómo se nos ocurriría comprobar que el electrón emite energía al pasar de una órbita superior a otra más próxima al núcleo? ¿Cómo solucionamos este problema? 

Pues bien, forcemos  los electrones a pasar de una órbita  de equis energía a otra de más energía ¿Cómo?  Pues tenemos que suministrarle energía. Podemos pensar que estamos tratando de estirar un  resorte que  Ud. mantiene fijo por uno de sus extremos, entre más queramos estirarlo le tenemos que suministrar más energía.  ¿Pero cómo hacerlo con electrones de los átomos? De acuerdo con la física, el calor  y la luz son formas de energía. Entonces   podemos observar la luz emitida por  un cuerpo cuando se calienta. Calentemos una sustancia. 

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI 

"Los electrones de un átomo no pueden poseer más que ciertas cantidades definidas de energía. En un átomo cualquiera  no pueden existir dos electrones  con la misma energía". Pauli  ganó el premio Nóbel de física en 1945.

IONIZACIÓN 

Como vimos en la sección "Reflexiones acerca de la masa del núcleo del átomo comparada con la masa de sus electrones orbitales"  cuando un átomo pierde uno de sus electrones decimos que el átomo se ionizó, es decir este átomo ya no tiene igual número de cargas positivas  y negativas y por eso ya no lo podemos llamar átomo sino ión. 

Para el caso del Cu  si se le arranca un electrón  quedaría un ión con las 29 cargas positivas en su núcleo pero con solo 28 electrones girando en la periferia, es decir un ión positivo de Cu pesadísimo  en comparación del electrón que desligó,  recuerde que este  ión  es  ciento diecisiete mil ciento sesenta veces más pesado que el electrón que se separó de su átomo padre.

POTENCIAL DE IONIZACIÓN 

Es la cantidad de energía que se requiere para desarraigar  a un electrón  a un átomo. 

RADIACTIVIDAD

Recordemos que los isótopos  son los átomos de un elemento  que  tienen  el mismo número atómico  pero diferente  número de masa. Ya habíamos estudiado los isótopos del hidrógeno:  el propio, el deuterio y el tritio: 

1 H 1           1 H 2           1 H 3

Dicho de otra forma los isótopos de un elemento poseen el mismo número de protones (y de  electrones) pero pueden tener un número diferente de neutrones. Así,  por ejemplo,   del hierro se conocen 11 isótopos y del mercurio 29.

Pero los átomos no son indivisibles, por el contrario emiten espontáneamente radiaciones ¿Cómo? Veamos: 

En el núcleo atómico se generan grandes fuerzas de repulsión porque sabemos que en él habitan los protones, con carga positiva, y por consiguiente, por ser su carga de igual signo se repelen. Además  en el núcleo están presentes lo neutrones. Por otra parte sabemos que  solo algunas configuraciones nucleares son

energéticamente  estables y que por el contrario la mayoría de los núcleos atómicos se descomponen, es decir son inestables  y para reacomodar su energía  emiten la excedente hasta lograr una disposición estable; tales descubrimientos  fueron realizados por Becquerel  y los esposos Curie. Henri A. Becquerel, Marie Curie y Pierre Curie compartieron el premio Nobel de Física en 1903.  Marie Curie  ganó el premio Nóbel de química en 1911.

De igual forma se ha descubierto  que mediante  esta transformación del núcleo, ciertos elementos se transmutan en otros. Marie Curie llamó torio  radiactividad a las radiaciones  emitidas por el uranio y el torio. 

Tomemos un ejemplo  de radiactividad: el uranio 238

92 U 238

Este elemento tiene en su núcleo: 

Z =   92 protones

                   Número de neutrones  =  (238-92) 146 neutrones

Cuando este  núcleo emite  dos protones y dos neutrones  se transforma  en un elemento que tendrá:   

                                                   Z =   90 protones

               Número de neutrones    =  144 neutrones

                      Número de masa    =   234

 Cuál es este elemento?      90 ? 234

Veamos: consulte  la tabla periódica  y determine cuál es el elemento químico que tiene en su núcleo 90 protones. 

Encontramos que el elemento químico con Z = 90 es el torio (Th)

90 Th 232

 Luego el nuevo elemento proveniente de la descomposición radiactiva del  uranio 238   (92 U 238)   es un isótopo del torio  90 Th 234

Observe que tanto el 90 Th 232   como el      90 Th 234   tienen el mismo número atómico (Z =  90 )  pero diferente

masa atómica, por lo tanto el 90 Th 234   es un isótótopo  del 90 Th 232 . Como veremos para que esto suceda se tarda nada más que 4.5×109 años (Cuatro mil quinientos millones de años!), recordemos que la tierra tiene una edad de unos cinco mil millones de años.Los isótopos radiactivos, que también llamados radioisótopos, son los isótopos inestables  que  sufren esta desintegración nuclear, sin ninguna causa exterior. A partir del elemento 84 en adelante todos los isótopos son radiactivos.    

PRINCIPALES TIPOS DE RADIACIÓN

Al transmutarse el núcleo radiactivo emite los siguientes tipos de radiación:

a)    Partículas alfa (α)

Son núcleos de helio.  2 He 4 y  por lo tanto su núcleo contiene  dos electrones y dos protones. Observe que en el ejemplo anterior el uranio emitió una partícula  (α) y se transmutó en torio.

b)    Partículas beta  (β) 

Es un electrón que proviene  de la descomposición en el núcleo de un neutrón en un protón y un electrón.  Por lo tanto en el núcleo queda un neutrón menos y y un protón más.

Entonces es importante observar que el número de protones más  neutrones, es decir el número de masa, no cambia  pero sí la carga en una unidad positiva.

c)    Partículas gamma  ( )

Este tipo de radicación no tiene carga ni masa, como la luz visible y viaja a esa velocidad (3×108 m/s) 

UNIDAD DE MEDIDA DE LA RADIACTIVIDAD 

La unidad actual en el sistema internacional es el Gray (Gy). Un Gray es una energía absorbida de un julio por kilogramo de material.El rad es igual a 1/100 de Gray.El Sievert (Sv)  es la dosis absorbida de 1 Gray normalizada a dosis equivalente a tejido.

EFECTO DE LAS RADIACIONES

Las radiaciones  pueden trastornar  o devastar  las células  provocando efectos  genéticos  y cancerígenos,  dependiendo  de la dosis absorvida,  la energía de la radiación y el tiempo de exposición. Una radiación  de 600 rad  puede conducir a resultados fatales.