Estructura atómica (I)

La Estructura Atómica – Desarrollo de la teoría atómica

La teoría atómica

En el siglo V a.c. el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la

materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles a las cuales llamó

átomos (que significa indivisible o indestructible). Esta idea no fue aceptada por muchos de

sus contemporáneos, pero logró mantenerse a través del tiempo.

En 1808 un científico inglés, el profesor John Dalton, formuló una definición

precisa de estas unidades indivisibles con las que está formada la materia.

En su libro “Un nuevo sistema de filosofía química”, planteó las siguientes

hipótesis:

1. Los elementos están formados por átomos. Todos los átomos de un elemento son

idénticos, con el mismo tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento

son distintos de los átomos de otros elementos.

2. Los compuestos se forman por la combinación de más de un elemento, la relación entre

ellos permanece constante y es un número entero o fracción sencilla.

3. Las reacciones químicas implican combinación, separación o reordenamiento, sin

creación o destrucción de átomos.

El concepto de Dalton es mucho más detallado y específico que el de Demócrito. La

primera hipótesis establece que los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de

los demás elementos.

La segunda hipótesis sugiere que para formar un compuesto no solamente son

necesarios los átomos de los elementos correctos sino que debe haber un número específico

de dichos átomos.

La tercera hipótesis es una forma de enunciar la ley de conservación de la masa, la

cual establece que la materia no se crea ni se destruye.

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La estructura del átomo

En base a la teoría de Dalton, un átomo se define como la unidad básica de un

elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton describió al átomo

como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de

investigaciones iniciadas alrededor del año 1850, y que continuaron hasta el siglo XX,

demostraron que los átomos tienen una estructura interna, o sea que están formados por

partículas aún más pequeñas, denominadas partículas subatómicas.

El electrón

En la década de 1890, muchos científicos estaban interesados en el estudio de la

radiación, la emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas. Uno

de los experimentos que se realizaba consistía en la utilización de un tubo de rayos

catódicos, antecesor de los que se utilizan en los televisores.

En estos tubos de vidrio se colocaban dos placas metálicas y se conectaban a una

fuente de alto voltaje, y en presencia de distintos gases se observaba la formación de rayos

invisibles con origen en el cátodo (rayos catódicos) que se dirigían hacia el ánodo, y

atravesando una perforación en el mismo, llegaban al otro extremo del tubo, que se recubría

de una manera especial, formándose una fluorescencia.

Una pregunta que surgió inmediatamente era la naturaleza de estos rayos. Algunos

científicos sostenían que eran radiaciones, mientras que otros se inclinaban por pensar que

eran partículas.

Esta duda se despejó cuando se hicieron experimentos con campos magnéticos; una

onda no se desviaría en la presencia del mismo, pero sí lo hicieron los rayos catódicos.

Además, los resultados coincidían con los que se obtendrían con una carga en movimiento

en presencia de un campo eléctrico, resultaban atraídos por la placa positiva y repelidos por

la negativa, se llegó a la conclusión de que tenían carga negativa. Estas partículas son las

que actualmente conocemos como electrones.

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El físico inglés J. J. Thomson (Premio Nobel de física en 1906 por el

descubrimiento del electrón) pudo con estos experimentos encontrar la relación entre la

carga eléctrica y la masa de un electrón. El número que obtuvo fue de -1.76 x 108 C/g;

donde C es la unidad de carga eléctrica o Coulomb.

Más tarde, entre 1908 y 1917, R.A. Millikan (Físico norteamericano, que recibió el

premio Nobel de física en 1923 por la determinación de la carga del electrón) realizó una

serie de experimentos que le permitió obtener la carga del electrón con gran precisión,

obteniendo un valor de -1,6022 x 10-19 C. con este valor se obtuvo el de la masa del

electrón, que resultó ser de 9,10 x 10-28 g.

Radioactividad

En 1895 el físico alemán Willhelm Röntgen (Físico alemán, Premio Nobel de física

en 1901 por el descubrimiento de los rayos X) observó que cuando los rayos catódicos

incidían sobre el vidrio y los metales, éstos emitían unos rayos desconocidos.

Estos rayos tenían propiedades extrañas: atravesaban la materia, oscurecían las

placas fotográficas y producían fluorescencia en algunas sustancias. Como estos rayos no

eran afectados por campos magnéticos, a diferencia de los rayos catódicos, no estaban

constituidos por partículas. En base a estas propiedades Röntgen los llamó rayos X.

Poco después, Antoine Becquerel y su discípula Marie Curie descubrieron que

algunas sustancias producían los mismos efectos que los rayos X, pero en forma

espontánea. Marie Curie sugirió el nombre de radioactividad para describir la emisión

espontánea de partículas y/o radiación. (Antoine Becquerel recibió el Premio Nobel de

física en 1903 por el descubrimiento de la radioactividad del uranio, y Marie Curie recibió

el Premio Nobel de física por su trabajo sobre la radioactividad en 1903 y en 1911 recibió

el Premio Nobel de química por sus trabajos con el radio y el polonio)

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La desintegración de sustancias radioactivas como el uranio produce tres tipos de

rayos diferentes. Dos de estos rayos son desviados de sus trayectorias por placas metálicas

con cargas opuestas, los rayos alfa (α) constan de partículas cargadas positivamente,

llamadas partículas α, que se apartan de la placa con carga positiva, los rayos beta (β), por

su parte, son electrones y se alejan de la placa con carga negativa. Un tercer tipo de

radiación consta de rayos de alta energía, llamados rayos gamma (γ). Al igual que los

rayos X, los rayos γ no presentan carga y no los afecta un campo externo.

El protón y el núcleo

Desde 1900 se conocían dos características de los átomos: contienen electrones y

son eléctricamente neutros. Para que un átomo sea neutro debe contener el mismo número

de cargas positivas y negativas. Thomson propuso que un átomo podía visualizarse como

una esfera cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones como si

fueran las pasas en un pastel. Este modelo, llamado “modelo del budín de pasas”, se aceptó

como una teoría durante algunos años.

En 1910, un físico neozelandés, Ernest Rutheford, que estudió con Thomson en la

Universidad de Cambridge, utilizó partículas α para demostrar la estructura de los átomos.

Realizó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de

otros metales, como blanco de partículas α provenientes de una fuente radioactiva.

Siguiendo el modelo de Thomson, el resultado esperado es que las partículas

atravesaran con poca o ninguna desviación la lámina, sin embargo una cantidad

sorprendente de las mismas se desviaban en forma significativa, y en algunos casos

“rebotaban” contra la lámina. Este resultado fue tan sorprendente como si se hubiera

disparado una bala contra una hoja de papel y la misma regresara.

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Con estos resultados, Rutheford elaboró un nuevo modelo de átomo. En el mismo,

se consideraba que la mayor parte del átomo era espacio vacío, lo cual explicaba porqué la

mayoría de las partículas atravesaban las placas sin problemas. Rutheford propuso que las

cargas positivas de los átomos se encontraban concentradas en un denso conglomerado

central dentro del átomo, al que llamó núcleo. Cuando una partícula α pasaba cerca del

núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una intensa fuerza de repulsión (ya que las dos

partículas poseen carga positiva), y si impactaba sobre él, esta repulsión era tan grande que

su trayectoria se invertía por completo.

Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones.

En otros experimentos se determinó que poseen la misma carga que los electrones y que su

masa es de 1.67262 x 10-24 g, aproximadamente 1840 veces la masa de las partículas con

carga negativa, los electrones.

Con estos resultados, la imagen del átomo era la siguiente: la masa del núcleo

constituye la mayor parte de la masa total del átomo, pero el núcleo ocupa solamente 1/1013

del volumen total del átomo. En forma relativa, si el átomo tuviera el tamaño de una cancha

de fútbol, su núcleo tendría el tamaño de una bolita.

El neutrón

Todavía quedaba un problema sin resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más

sencillo, contenía solamente un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. Por

lo tanto, la relación de masas entre un átomo de Helio y un átomo de Hidrógeno debería ser

2:1 (como los electrones son mucho más ligeros que los protones, no los consideramos).

Sin embargo, ya era sabido que esta relación era de 4:1, por lo que debía haber otra

partícula subatómica en el núcleo. En 1932, el físico inglés James Chadwik, realizó un

experimento bombardeando una lámina de berilio con partículas α, obteniendo una

radiación de muy alta energía. Experimentos posteriores demostraron que estos rayos eran

partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los

protones; a los que llamaron neutrones.

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Este hecho explicó el misterio: una partícula de helio tiene en su núcleo dos

protones y dos neutrones, mientras que en el hidrógeno hay un solo neutrón y no hay

neutrones, por lo que la relación es de 4:1.

Número atómico, número de masa e isótopos

Todos los átomos se pueden identificar por su número de protones y neutrones. El

número atómico (Z) e el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. Es

también igual al número de electrones, ya que debe haber igual número de cargas positivas

y negativas para que un átomo sea neutro. Este número proporciona la identidad química de

un átomo, ya que, por ejemplo, a un átomo con número atómico 7, o sea que tiene 7

protones y 7 electrones, se lo denomina Nitrógeno.

El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el

núcleo de un átomo de un elemento. Excepto el hidrógeno, todos los demás núcleos

contienen tanto protones como neutrones.

En general:

Número de masa = número de protones + número de neutrones

Número de masa = número atómico + número de neutrones

No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría

de los elementos tienen dos o más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico

pero diferente número de masa. Por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno. Uno de

ellos, se conoce como hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isótopo llamado

deuterio tiene un protón y un neutrón y el tritio tiene un protón y dos neutrones. La forma

aceptada para denotar el número atómico y el número de masa de un elemento es como

sigue:

Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por los

protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos

en formas normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento presentan un

comportamiento químico semejante, forman el mismo tipo de compuestos y presentan

reactividades similares.

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