Teoría atómica de la materia

El primero en utilizar este término fue

Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. Es la porción más pequeña de la materia. Los átomos son la unidad básica estructural de todos los materiales de ingeniería.

Átomo es la porción más pequeña de la

materia.

En la actualidad no cabe pensar en el átomo

como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas subatómicas de las que protones neutrones y electrones son las más importantes.

Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza.

ELECTRÓN: Es una partícula elemental con carga

eléctrica negativa igual a 1,602 · 10-19 Coulomb y masa igual a 9,1093 · 10-28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

NEUTRÓN: Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior a la del protón (mneutrón=1.675 · 10-24 g), que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

PROTÓN: Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 · 10-19 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón (mprotón=1.673 · 10-24 g). La misma se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

La química surgió en la edad media, lo que quiere decir que ya se

conocía el átomo pero no del todo, así durante el renacimiento esta ciencia evoluciona.

Posteriormente a fines del siglo XVIII se descubren un gran número de elementos, pero este no es el avance más notable ya que este reside cuando Lavoisier da una interpretación correcta al fenómeno de la combustión.

Ya en el siglo XIX se establecen diferentes leyes de la combinación y con la clasificación periódica de los elementos (1871) se potencia el estudio de la constitución de los átomos.

Actualmente su objetivo es cooperar a la interpretación de la composición, propiedades, estructura y transformaciones del universo, pero para hacer todo esto hemos de empezar de lo más simple y eso son los átomos, que hoy conocemos gracias a esas teorías enunciadas a lo largo de la historia.

Historia del atomo

La teoría atómica de Dalton John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría

atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:

1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.

3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos. 5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se

combinan entre sí, en una relación de números enteros y sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas)

Sir Joseph John Thomson (1856-1940). Físico británico. Según

el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

Sir Joseph John Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.

El modelo atómico de Thomson

Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el

premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.

La experiencia de Ernest Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de Zinc.

La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180°.

El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.

Ernest Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones

El modelo de Rutherford

Neils Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la

hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.

Este modelo implicaba los siguientes postulados: 1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento

(niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.

2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

El modelo atómico de Bohr

El modelo atómico de Schrödinger, creado en el año 1924, es considerado como un modelo

cuántico no relativista, ya que está basado en la solución de la ecuación que propuso Schrödinger para hallar el potencial electrostático con la simetría esférica, esta solución es conocida como átomo hidrogenoide.

Según este modelo atómico, se dispone que los electrones eran contemplados en forma de una onda estacionaria, además que la amplitud de la materia decaía velozmente al superar el radio atómico.

En el modelo atómico que propone Schrödinger se postula que los electrones son como ondas de materia, entonces la ecuación de este describe la evolución en el tiempo y en el espacio de esta onda material.

Cabe recalcar que el modelo atómico de Schrödinger llega a predecir de manera adecuada las líneas de emisión espectrales, tanto de los átomos neutros como de los átomos ionizados.

Además este modelo atómico llega a determinar la modificación de los diferentes niveles de energía, siempre y cuando exista un campo magnético o un campo eléctrico. También, realizando algunos cambios semiheurísticos este modelo llega a determinar el enlace químico y la estabilidad que tendrán las moléculas. El modelo postula que cuando se requiere una alta precisión en los niveles energéticos es posible emplear un modelo parecido al de Schrödinger, solo si el electrón está descrito a través de la ecuación relativista de Dirac, en la cual se dice que el átomo se encuentra en su propio eje.

El modelo atómico de Schrödinger

En resumen el modelo de Schrödinger llega a describir de forma adecuada la

estructura electrónica que tienen los átomos, pero tiene algunas carencias y fallas como las que se explican a continuación:

Primero el modelo de Schrödinger en lo que respecta a la formulación original no posee el espín de los electrones, este error luego sería arreglado en el modelo que postularían Schrödinger-Pauli.

Luego el modelo de Schrödinger desconoce los efectos relativistas que tienen los electrones veloces, también este error es reparado en la ecuación que crea Dirac, en la cual incluye una descripción del espín electrónico.

Otra falla del modelo de Schrödinger, es que no puede explicar el motivo de porqué un electrón que se encuentra en estado cuántico excitado baja a un nivel inferior siempre y cuando este existiera.

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza. El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga

positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.

Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

Estructura del átomo.

Número atómico (Z) Los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo

número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

Como los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. En estos casos, el número atómico también coincide con el número de electrones.

Número másico (A) La suma del número de protones y el número de neutrones de un

átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, es decir el mismo número de protones pueden tener distinto número de neutrones.

Números atómico y másico

Isótopos Son átomos con el mismo número atómico y distinto

número másico. Para representar los átomos isótopos, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.

Así por ejemplo los isótopos del hidrógeno:

Isótopos y masa atómica

La masa isotópica es la masa de un isótopo expresada en unidades de masa

atómica (u) La unidad de masa atómica (u) se define como la doceava parte de la masa

del isótopo de carbono 12 . Equivale a 1,66•10-27kg En un elemento químico, la abundancia relativa de sus isótopos en la

naturaleza recibe el nombre de abundancia isotópica natural. La denominada masa atómica de un elemento es una media de las masas de sus isotópos naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.

A = (A1.x1 + A2.x2 + A3. X3)/100 En donde: A1, A2 , A3 son las masas de los isótopos ; x1 , x2 , x3 son las

abundancias en %. y A la masa atómica. Ejemplo La plata está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos

107 y 109. Sabiendo que la abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag (56%) y 109Ag (44%). Deducir el masa atómica de la plata.

A= (107x56 + 109x44)/1100 = 107,68 u.

Masa atómica

Fin.