ÁTOMOS

1. LA CIENCIA QUÍMICATipos de cambios que

puede sufrir la materia

Cambios físicos: se

alteran

algunas propiedades,

pero no

cambia la sustancia

Cambios químicos:

se transforma

la naturaleza de las

sustancias

que intervienen

Cambios nucleares:

unos elementos

químicos se

transforman en otros

La química estudia la constitución, propiedades y

transformaciones de la materia.

Los cambios químicos

consisten en la

descomposición de las

moléculas, o de los

cristales, en sus átomos

constituyentes, y en la

nueva unión de estos

para formar otras

moléculas o cristales

diferentes.

2. EL ÁTOMOEn la antigua Grecia dos concepciones

compitieron por dar una interpretación

racional a cómo estaba formada la materia.

Demócrito consideraba que la materia

estaba formada por pequeñas partículas

indivisibles, llamadas átomos. Entre los

átomos habría vacío.

Aristóteles era partidario de la teoría de

los cuatro elementos, según la cual toda la

materia estaría formada por la combinación

de cuatro elementos: aire, agua, tierra y

fuego.

Aristóteles

(384-322 a.C)

Demócrito

(460-370 a.C)

En 1808 John Dalton recupera la teoría

atómica de Demócrito y considera que

los átomos (partículas indivisibles) eran

los constituyentes últimos de la materia

que se combinaban para formar los

compuestos.

John Dalton(1766-1844)

3. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS

Thomson, en el año 1897, al

descubrir el electrón y

constatar que se encontraban

en cualquier sustancia,

demuestra que los átomos

no son indivisibles, y

elaboró un modelo de átomo

formado por “materia” positiva

que tenía incrustados los

electrones con carga

negativa.

Rutherford ideó un experimento con el

objetivo de comprobar la validez del

modelo de Thomson, en el que bombardeó

una lámina de oro muy fina con partículas

, con una masa cuatro veces mayor que

la de un átomo de hidrógeno y una carga

doble que la del electrón, pero positiva. E. Rutherford

(1871-1937)

Resultados de la experiencia

1. La mayor parte de las

partículas atravesaban la

lámina sin desviarse.

2. Algunas partículas sufrían

desviaciones.

3. Raras veces, alguna

partícula rebotaba y volvía

hacia atrás.

Lámina de oro

Fuente de partículas

Recubrimiento interior de sulfuro de zinc.

Cuando las partículas alfa chocan contra el recubrimiento interior se produce un chispazo

La interpretación dada por Rutherford fue la siguiente:

Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto no

deberían observarse desviaciones ni rebotes de las partículas

incidentes. Éstas atravesarían limpiamente los átomos sin

desviarse.

+

Para que las partículas se desvíen deben encontrar en su

trayectoria una zona (núcleo) en la que se concentre carga de

signo positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de

las partículas a.

La zona en la que se concentra la masa y la carga positiva

debería de ser muy pequeña comparada con la totalidad del

átomo.

Los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo.

Si la partícula

golpea contra el núcleo, sale rebotada hacia atrás.

+

+

+

+

La partícula , que tiene carga positiva, es repelida por el núcleo si pasa cerca de él.

+

Modelo atómico de Rutherford: también llamado modelo

nuclear. En él se contemplan dos partes: núcleo y corteza

Modelo atómico de

Rutherford

Núcleo: muy pequeño.

Formado por protones y

neutrones. En el se

encuentra toda la carga +

y casi toda la masa del

átomo

Corteza: constituido por los

electrones del átomo, girando

alrededor del núcleo y a gran

distancia. Tiene una masa muy

pequeña y en ella se encuentra

toda la carga negativa

El desarrollo de este

modelo implicó el

descubrimiento de

nuevas partículas

elementales: protones

y neutrones que son

los ladrillos con los que

se construyen los átomos.

Nombr

e

Símbol

o

Carga

(uec)

Masa

(u)

Electró

ne- -1 1/1850

Protón p +1 1

Neutró

nn 0 1

Vamos a definir los conceptos de número atómico y número

másico.

Número atómico (Z): es el número de protones

que contiene un átomo. Es lo que nos define la

naturaleza química de un elemento. Los átomos,

al ser eléctricamente neutro, tienen el mismo

número de protones y electrones.

Número másico (A): es la suma de neutrones y

protones del núcleo (nucleones).

Si N es el número de neutrones, la relación entre

ellos:

A=Z+N

Isótopos: son los átomos de un mismo elemento que tienen

distinto número de neutrones.

El número de neutrones puede

variar sin que cambie las

propiedades químicas del elemento.

En general todos los elementos

químicos están formados por una

mezcla de isótopos.

En la imagen aparecen los tres

isótopos del hidrógeno.

Los isótopos radiactivos y sus aplicaciones: Los núcleos

atómicos suelen tener tantos neutrones como protones, o

algunos más. Pero cuando hay muchos más neutrones, los

núcleos se hacen inestables.

• Los isótopos radiactivos emiten partículas α

(núcleos de helio) o partículas β (electrones) y

radiaciones φ (radiación electromagnética). Con

ello cambian su número atómico (Z), y se

transmutan en otro elemento químico, de núcleo

estable.

• Estas radiaciones no las captan nuestros

sentidos, son muy energéticas y peligrosas,

aunque tienen importantes aplicaciones.

El modelo de Rutherford, simple y atractivo, entró en

fuerte contradicción con la teoría electromagnética,

firmemente establecida. Según esta teoría toda carga

acelerada (y el electrón lo está, ya que al girar alrededor

del núcleo tiene una aceleración centrípeta), debe emitir

energía en forma de radiación electromagnética. En

consecuencia, el electrón iría perdiendo energía, con lo

que su órbita se acercaría cada vez más hacia el

núcleo, precipitándose finalmente sobre él: el átomo

sería inestable. Por otra parte, la energía de la radiación

emitida debería variar de manera continua. Ninguno de

estos hechos está de acuerdo con la experiencia, pues:

- los átomos presentan un espectro discontinuo

- el modelo es inconsistente con la teoría

electromagnética clásica

Modelo atómico de capas: En 1913, el científico danés Niels

Bohr (1885-1962) propuso un nuevo modelo que atómico,

basándose en el de Rutherford, que superaba los

inconvenientes del modelo anterior y permitía explicar el

espectro de emisión del átomo de hidrógeno

Postuló que:

El electrón gira en torno al núcleo en ciertas

órbitas, en las cuales ni absorbe ni emite

energía. Se llaman órbitas estacionarias.

En cada órbita, el electrón tiene un valor

determinado de energía, que es tanto mayor

cuanto más alejado del núcleo está.

Cuando un electrón pasa de una órbita de

mayor energía a otra de menor energía, emite

radiación electromagnética, cuya energía es

igual a la diferencia de energía entre las dos

órbitas.

Los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen una

capacidad limitada:

Primer nivel (K): el más

cercano al núcleo, hasta 2

electrones.

Segundo nivel (L): hasta 8

electrones.

Tercer nivel (M): hasta 18

electrones.

Cuarto nivel (N): hasta 32

electrones.

Los electrones se colocan

ocupando el nivel de menor

energía que esté libre.

El modelo atómico actual: Pronto se vio

que el modelo atómico de Bohr era

insuficiente para explicar otros fenómenos

como las nuevas líneas que se iban

encontrado en los espectros atómicos.

Este hecho indujo a pensar que en cada

nivel energético podían existir subniveles.

Las ideas de un numeroso grupo de

científicos como el austriaco Schödringer y

el alemán Heisemberg se tradujeron en

lo que se conoce como modelo cuántico,

vigente en la actualidad con ciertas

correcciones.

Edwin Schrödinger

• Según este modelo cada nivel energético puede tener subniveles,

tantos como indica su número de nivel. Así el primer nivel de

energía, n = 1, tiene un subnivel, el segundo, n =2, dos subniveles,

el tercero, n = 3, tres subniveles, ….

• Los subniveles se denominan s, p, d y f. Dentro de un mismo nivel

de energía de los subniveles energéticos aumenta en el orden

s<p<d<f

• Orbitales atómicos: el modelo actual del átomo demuestra que no

es posible conocer la trayectoria exacta de un electrón y que por

tanto no tiene sentido el concepto de órbita. Surge entonces el

concepto de orbital “zona del espacio donde la probabilidad de

encontrar un electrón es superior al 90 %. En él caben un

máximo de 2 electrones”.

• Existen cuatro tipos de orbitales atómicos s, p, d y f, según se

encuentren en los subniveles s, p, d y f. Hay un orbital del tipo s, tres

del tipo p, cinco del tipo d y siete del tipo f.

• Se llama configuración electrónica a la forma en la que los

electrones se distribuyen en un átomo

•Número máximo de electrones por nivel

s 2

p 6

d 10

f 14

Los electrones van ocupando los orbitales de menor a mayor

energía, hasta completar un nivel. A continuación comienzan a

ocupar el siguiente nivel. El orden de llenado de los niveles se

obtiene a partir del diagrama de Möeller.