La materia, estructura del átomo

7/21/2019 La materia, estructura del átomo

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Unidad I: semana 1La materia, conversiones de unidades y estructura del átomo

Introducción

La química, su importancia social

La química está en todas partes: seguramente una o varias veces te has preguntado por qué o para

qué aprender química, sin embargo, observa a tu alrededor; recuerda cuántos cambios químicos

has observado o bien cuántos materiales útiles has obtenido gracias a esta ciencia. La química estáen todas partes. Por ejemplo: los automóviles se mueven gracias a sustancias químicas que son

combustibles; el vestido que te protege del frío o el calor; el alimento que se asimila en tu

organismo, la función de los aparatos eléctricos que facilitan la labor en el hogar o la fábrica; la

medicina que resuelve problemas de salud, todos estos beneficios los obtenemos gracias a la

química. De hecho la mayoría de productos que empleas en tu vida diaria son obtenidos por

medio de esta ciencia.



Para pensar…

Desde la antigüedad el hombre ha intentado entender por qué y cómo se producen los fenómenos

naturales que observa a su alrededor. Este anhelo de comprensión ha dado origen a diversas

corrientes de pensamiento, como la religión, el arte o la ciencia.

La química es una ciencia natural mediante la cual el hombre estudia la composición y el

comportamiento de la materia, así como la relación de ésta con la energía.

Pero, comprender los fenómenos naturales no solo le ha servido a la humanidad para satisfacer su

curiosidad. También ha servido para manejar la calidad de vida de las personas. Así, materiales

como plásticos, pinturas o detergentes; medicamentos como la penicilina, los antiácidos o la

insulina, y máquinas como los refrigerantes o los motores de combustión interna, han sido

posibles gracias al creciente conocimiento que tenemos del mundo a nuestro alrededor y muy

especialmente gracias a los avances alcanzados en la química.

La química a través de la historia

Las primeras manifestaciones del ser humano relativas a la química se relacionan con actividades

prácticas, como la cocción de alimentos y la metalurgia. Para el año 1200 a. de C. egipcios y

babilonios habían alcanzado gran perfección en la aplicación de estas técnicas, siendo maestros en

el manejo del vidrio y de metales como el oro, la plata y el hierro. No obstante, estos pueblos

dieron poca importancia a la elaboración de una base teórica que soportara estos quehacerescotidianos.

En el siglo VI a. de C., surgen en Grecia las primeras teorías sobre la composición de la materia,

gracias a filosofías como tales de Mileto (625-545 a. de C.) y Anaximandro (611-547 a. de C.) en la

denominada teoría de los cuatro elementos, según la cual, tierra, agua, aire y fuego, al combinarse

conformaban la materia y definían las cualidades fundamentales de los cuerpos. Años después, en



el siglo V a. de C., Demócrito y Leucipo propusieron que la materia estaba compuesta por unas

partículas mínimas indivisibles, a las que llamaron átomos.

La alquimia (500-1600 d. de C.)

Como resultado de la fusión entre el dominio técnico de los egipcios y la elaboración teórica y

filosófica de los griegos, surgió la alquimia. Los alquimistas, a diferencia de sus predecesores, no

solo deseaban comprender el mundo natural, sino que además buscaban la perfección en sí

mismos. Este ideal se hallaba materializado en el oro. Por ello, los alquimistas encaminaron gran

parte de sus esfuerzos a la manipulación de los metales y de su sinnúmero de sustancias con

capacidad para interactuar con éstos y especialmente a la búsqueda de la piedra filosofal,

compuesto mágico que podía transformar los metales en oro, así como proporcionar la eterna

juventud.

Por esta senda desarrollaron y perfeccionaron diversos instrumentos y métodos, los cuales han

llegado a nosotros a través de términos como alcohol, baño de María, alambique, destilación y

sublimación.



Surgimiento de la química moderna

Para los hombres de ciencia del siglo XVIII, la teoría de los cuatro elementos ya no era suficiente

para explicar la composición y el comportamiento de la materia. Por ejemplo, los avances en el

conocimiento de los gases ponían en duda que el aire fuera un elemento en lugar de un conjunto

de diversas sustancias.

Era una época en la que nada se daba por sentado, todo debía ser medido, pesado y comprobado.

El representante más destacado de esa tendencia fue el químico francés Antoine Lavoisier (1743-

1794), quien sentó las bases de la química moderna, al establecer que la materia no se crea ni se

destruye, sino que se transforma, y demostrar que el aire, el agua y el fuego no eran elementos.

Siglos XIX y XX

Durante el siglo XIX la investigación en química se centró en dilucidar la naturaleza de la materia.

Así, John Dalton (1766-1844) presenta la primera propuesta consistente sobre la estructura

atómica, que luego es complementada por Esnest Rutherford (1871-1937), con lo cual empieza a

entreverse que el átomo se compone de partículas más pequeñas y que no es indivisible, como lo

indica su nombre. Basado en estos trabajos, Niels Bohr (1885-1962) propone el sistema planetario

del átomo, modelo precursor del aceptado actualmente.

Basado en todo el conocimiento acumulado sobre los elementos químicos, Dimitri Mendeleiev(1834-1907) organiza la tabla periódica de los elementos, con base en sus pesos atómicos.

El siglo XX es un período de grandes cambios. En 1905, Albert Einstein (1879-1955) presenta la

teoría de la relatividad, con lo cual sacude las bases teóricas de a física y la química. En las

primeras décadas del siglo, los esposos Marie y Pierre Curie estudian el fenómeno de la

radiactividad y descubren dos nuevos elementos: el radio y el polonio.



En la segunda mitad del siglo XX, la atención de los químicos se enfoca hacia el estudio de las

partículas subatómicas y la fabricación sintética de diversos materiales, como los plásticos y los

superconductores.

Finalmente, el misterio de la vida encabeza las investigaciones en genética y biología molecular.

Así, en 1953, Francis Crick y James Watson resuelven la estructura tridimensional de la moléculade ADN (ácido desoxirribonucleico), base para comprensión del lenguaje de la vida.

Posteriormente, en 1996, es presentado al mundo el primer organismo clonado. Es así como la

humanidad recibe el siglo XXI con un complejo pero inevitable conflicto ético relacionado con el

papel de la ciencia en la sociedad.

Materia

Materia es todo lo que nos rodea, es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

La química es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades, su constitución cualitativa y

cuantitativa, los cambios que experimenta, así como las variaciones de energía que acompañan a

las transformaciones en las que interviene.

Clasificación de la materia

Los químicos distinguen varios subtipos de materia según su composición y propiedades. La

clasificación de la materia comprende las sustancias, las mezclas, los elementos y los compuestos,

así como los átomos y las moléculas.

- Sustancias y mezclas: Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición

definida y propiedades características. Ejemplo: el agua, el amoniaco, el azúcar, el oro y el

oxígeno. Las sustancias difieren entre sí en su composición y pueden identificarse por su

apariencia, olor sabor y otras propiedades.

Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual las sustancias conservan

sus propiedades características. Algunos ejemplos familiares son el aire, las bebidas gaseosas,

la leche y el cemento. Las mezclas no tiene una composición constante, por tanto, las

muestras de aire recolectadas de varias ciudades probablemente tendrán una composición

distinta debido a sus diferencias en altitud y contaminación, entre otros factores.

Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Cuando una cucharada de azúcar sedisuelve en agua, obtenemos una mezcla homogénea, es decir, la composición de la mezcla es

la misma en toda la disolución. Sin embargo, si se juntan arena y virutas de hierro

permanecerán como tales. Este tipo de mezcla se conoce como mezcla heterogénea debido a

que su composición no es uniforme.

Cualquier mezcla, ya sea homogénea o heterogénea, se puede formar y volver a separar en

sus componentes puros por medios físicos, sin cambiar la identidad de dichos componentes.



Así, el azúcar se puede separar de la disolución acuosa al calentar y evaporar la disolución

hasta que se seque. Si se condensa el vapor de agua liberada, es posible obtener el

componente agua. Para separar los componentes de la mezcla de hierro y arena, se puede

utilizar un limón para recuperar las virutas de hierro, ya que el imán no atrae a la arena.

Después de la separación, no habrá ocurrido cambio alguno en las propiedades de los

componentes de la mezcla.

- Elementos y compuestos: Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un elemento

es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos.

Hasta la fecha, se han identificado 115 elementos, de los cuales 83 se encuentran en forma

natural en la tierra. Los demás se han obtenido por medios científicos a través de procesos

nucleares.

Por conveniencia, los químicos representan a los elementos mediante símbolos de una o dos

letras. La primera letra siempre es mayúscula, pero la siguiente siempre es minúscula. Por

ejemplo, Co es el símbolo del elemento cobalto, mientras que CO es la fórmula de la molécula

de monóxido de carbono.

Los átomos de la mayoría de los elementos pueden interactuar con otros para formar

compuestos. Por ejemplo, el agua tiene propiedades muy diferentes de aquellas de los

elementos que le dieron origen; está formada por dos partes de hidrógeno y una parte de

oxígeno. Esta composición no cambia, sin importar si el agua proviene de un grifo, de un lago o

de las capas de hielo de Marte. En consecuencia, el agua es un compuesto, una sustancia

formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones

definidas. A diferencia de las mezclas, los compuestos sólo pueden separarse en sus

compuestos puros por medios químicos.

Los tres estados de la materia.



Todas las sustancias pueden existir, al menor en principio, en los tres estados: sólido, líquido y

gaseoso. Los gases difieren de los sólidos y de los líquidos en la distancia de separación entre las

moléculas. En su sólido, las moléculas se mantienen unidas en forma organizada, con poca libertad

de movimiento. Las moléculas en un líquido están unidas, pero no en una posición tan rígida, y se

pueden mover libremente entre ellas. En un gas, las moléculas están separadas por distancias que

son grandes en comparación con el tamaño de las moléculas.

Los tres estados de la materia pueden ser convertibles entre ellos sin que cambie la composición

de la sustancia. Un sólido (ejemplo: el hielo) se fundirá por calentamiento y formará un líquido

(agua). La temperatura a la cual sucede esta transición se denomina punto de fusión. El

calentamiento ulterior convertirá el líquido en gas. Esta conversión se lleva a cabo en el punto de

ebullición del líquido. Por otro lado, el enfriamiento de un gas lo condensará para formar un

líquido. Cuando el líquido se enfría aún más, se congelará y se formará un sólido.



Conversión de unidades

Magnitudes físicas

Desde tiempos muy remotos el hombre ha tenido la necesidad de medir, es decir, saber cuál es la

magnitud de un objeto comparándolo con otro de la misma especie que le sirva de base patrón,pero el problema ha sido encontrar el patrón de medida. Por ejemplo, se habló de codos, varas,

pies y jemes (distancia entre el dedo índice y pulgar al estar estirada la mano) para medir la

longitud; cuarterones, arrobas, quintales y cargas para medir masa; y lunas, soles y lustros para

medir el tiempo.

Durante el siglo II a.C. y hasta el siglo IV de nuestra era, a causa del dominio que ejercía el Imperio

Romano y al deseo de unificar las unidades empleadas, implantaron la libra como unidad de masa

y la barra de bronce, llamada pie, como unidad de longitud. En la edad media, siglo V al siglo XV

d.C. vuelve la anarquía en las unidades de medida. En 1795se implanta el Sistema Métrico Decimal

como resultado de la Convención Mundial de Ciencia efectuada en Francia. Las unidades

fundamentales fueron: el metro, el kilogramo-peso y el litro. En 1881 se adopta el Sistema

Cegesimal o CGS propuesto por el físico alemán Karl Gauss en el Congreso Internacional de los

Electricistas realizado en París, Francia. Las unidades fundamentales fueron: centímetro, gramo-

masa y segundo. En 1935 se adopta el Sistema MKS propuesto por el ingeniero italiano Giovanni

Giorgi en el Congreso Internacional de los Electricistas realizado en Bruselas, Bélgica. Las unidades

fundamentales fueron: metro, kilogramo-masa y segundo. En 1960 en Ginebra, Suiza, el mundo

científico adopta el Sistema Internacional de Unidades (SI) que se apoya en el MKS y cuyas

unidades fundamentales son: metro (m) para medir longitud, kilogramo (Kg.) para masa, segundo

(s) para tiempo, kelvin (k) para temperatura, ampere (A) para intensidad de corriente eléctrica,

candela (cd) para intensidad luminosa y mol para cantidad de sustancia.

La medición

Los químicos caracterizan los procesos e identifican las sustancias mediante la estimación de

ciertas propiedades particulares de estos. Para determinar muchas de esas propiedades es

necesario tomar mediciones físicas

Medir es comparar la magnitud física que se desea cuantificar con una cantidad patrón que se

denomina unidad. El resultado de una medición indica el número de veces que la unidad está

contenida en la magnitud que se mide.



Magnitudes físicas

No todos los rasgos que caracterizan un cuerpo o un determinado fenómeno pueden ser

cuantificados. Por ejemplo, el olor y el sabor no pueden ser estimados objetivamente, sino que

dependen de la apreciación de diferentes individuos. Aquellos rasgos que pueden ser medidos se

denominan magnitudes físicas. Existen dos tipos de magnitudes físicas:

-

Magnitudes fundamentales: son aquellas que no dependen de ninguna otra medida,

expresan simplemente el número de veces que está la unidad patrón en lo que se desea

medir, como por ejemplo la masa, la temperatura o la longitud.

-

Magnitudes derivadas: son aquellas que se expresan como la relación entre dos o más

magnitudes fundamentales. Por ejemplo, la densidad indica la cantidad de masa presente

en una cierta unidad de volumen.

Algunas magnitudes fundamentales y derivadas

Magnitud cgs S. I. Inglés

Masa gramo (g) Kilogramo (Kg) libra (lb)

Longitud centímetro (cm) Metro (m) pie

Tiempo segundo (s) segundo (s) segundo (s)

Velocidad cm/s m/s pie/s

Aceleración cm/s2 m/s2 pie/s2

Fuerza dina Newton (N) lbf

Presión dina/cm2 Pascal (Pa) lbf /pie2

Trabajo ergio Joule (J) lbf *pie

Potencia ergios/s Watt (W) lbf *pie/s2

momento dina*cm N*m Lbf *pie



Múltiplos y submúltiplos

prefijo símbolo factor

m ú l t i p l o s

Yotta Y 1024

Zetta Z 1021

Exa E 1018

Peta P 1015

Tera T 1012

Giga G 109

Mega M 106

Kilo K 103

Hecto H 102

Deca D 10

s u b m ú l t i p

l o s

deci d 10-1

centi c 10-2

mili m 10-3

micro µ 10-6

nano n 10-9

pico p 10-12

femto f 10-15

atto a 10-18

zepto z 10-21

yocto y 10-24

El sistema internacional: unidades básicas

Las definiciones que rigen actualmente para las unidades básicas del SI son las siguientes:

-

Unidad de longitud: el metro es la longitud del trayecto recorrido por la luz en el vacío

durante el tiempo de 1/299 792 458 segundos



-

Unidad de masa: el kilogramo es la masa del prototipo internacional del platino, aleado al

10% con iridio, que se conserva en la Oficina Internacional de Pesas y Medidas situada en

Sévres 8Francia)

-

Unidad de tiempo: el segundo es la duración de 9 129 631 770 períodos de la radiación

correspondiente a la transición entre los dos niveles hiperfinos del estado fundamental del

átomo de cesio 133

-

Unidad de corriente eléctrica: el amperio es la intensidad de una corriente constante que,

mantenida en dos conductores paralelos, rectilíneos, de longitud infinita, de sección

circular despreciable y colocados a una distancia de un metro el uno del otro en el vacío,

produce entre estos conductores una fuerza igual a 2*10-7

newton por metro de longitud

-

Unidad de temperatura termodinámica: el kelvin, unidad de temperatura termodinámica,

es la fracción 1/273,16 de la temperatura termodinámica del punto triple del agua. En la

misma conferencia también se estableció que la unidad kelvin y su símbolo debían ser

utilizados para expresar un intervalo o una diferencia de temperatura.

-

Unida de cantidad de sustancia: el mol es la cantidad de sustancia de un sistema quecontiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 de carbono 12. Cuando

se emplea el mol, las entidades elementales deben ser especificadas, y pueden ser

átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupamientos especificados de

tales partículas.

-

Unidad de intensidad luminosa: la candela es la intensidad luminosa, en la dirección

perpendicular, de una superficie de 1/600 000 metros cuadrados de un cuerpo negro a la



temperatura de congelación del platino bajo la presión de 101 325 newton por metro

cuadrado.

Tabla de conversiones

Longitud

Superficie

Volumen

Masa



Densidad

Presión

Energía

Energía específica (Capacidad calórica y entropía específica)



Potencia

Equivalencias de temperatura

El átomo: conceptos básicos

Desde el ciclo V a. de C. la humanidad ha escuchado hablar de átomos como las partículas

fundamentales de la materia. Sin embargo, debido a que los átomos son tan pequeños, no es

posible verlos a simple vista, por esta razón, se ha propuesto varios modelos y teorías acerca de

cómo son estas partículas fundamentales. Veamos.

Teoría atómica de Dalton

En 1805 el inglés John Dalton (1766-1844), publico la obra Nuevo Sistema de la filosofía química,

en la cual rescataba las ideas propuestas por Demócrito y Leucipo dos mil años atrás. La teoría

atómica de Dalton comprendía los siguientes postulados:



-

La materia está constituida por átomos, partículas indivisibles e indestructibles.

-

Los átomos que componen una sustancia elemental son semejantes entre sí, en cuanto a

masa, tamaño y cualquier otra característica, y difieren de aquellos que componen otros

elementos

-

Los átomos se combinan para formar entidades compuestas. En esta combinación los

átomos de cada uno de los elementos involucrados están presentes siguiendo

proporciones definidas y enteras. Así mismo, dos o más elementos pueden unirse en

diferentes proporciones para formar diferentes compuestos.

Modelo atómico de Thomson

Antecedentes:

Naturaleza eléctrica de la materia

Tales de Mileto observó que al frotar un trozo de ámbar, este podía atraer pequeñas partículas.

Siglos después Gilbert comprobó que por frotamiento muchas sustancias adquirían electricidad.

Sin embargo, fue solo hacia mediados del siglo XIX que estas observaciones fueron planteadas

formalmente, gracias a los experimentos sobre la electrólisis que realizó Faraday, hacia 1833 y que

le permitieron descubrir la relación entre electricidad y materia.

Descubrimiento del electrón

El descubrimiento del electrón fue posible gracias a una serie de experimentos alrededor de un

dispositivo llamado tubo de rayos catódicos, que consiste en un tubo de vidrio provisto de dos

electrodos, herméticos soldados en los extremos de este y a través de los cuales se hace pasar una

corriente eléctrica. En 1879, el físico William Crookes, observó que si se creaba vació dentro de un

tubo, retirando el aire presente en su interior, aparecía un resplandor, originado en el electrodo

negativo o cátodo y que se dirigía hacia el electrodo positivo o ánodo, por lo que Crookes concluyó

que debía tratarse de haces cargados negativamente, que luego fueron bautizados como rayos

catódicos. Posteriormente, J Thomson estableció, en 1895, que dichos rayos eran en realidad



partículas, mucho más pequeñas que el átomo de hidrógeno y con carga negativa, que recibieron

el nombre de electrones.

Descubrimiento del protón

Por la misma época, Eugen Goldstein (1850-1930), realizó algunas modificaciones al diseño inicial

del tubo de rayos catódicos. El nuevo dispositivo tenía el cátodo perforado y el tubo, en lugar de

vacío, contenía diferentes gases. Observó que detrás del cátodo se producía otro tipo de

resplandor, proveniente del ánodo, por lo que dedujo que los nuevos rayos poseían carga positiva.

Posteriormente fueron bautizados como protones y se determinó que su carga era igual a lamagnitud de la de un electrón.

Estos descubrimientos contradecía la creencia de que el átomo era indivisible, por lo que fue

necesario concebir un nuevo modelo atómico.



El nuevo modelo de Joseph Thomson (1856-1940)

Joseph Thomson propuso un modelo en el cual la parte positiva del átomo se hallaba distribuida

uniformemente por todo el volumen de este, mientras los electrones se hallaban inmersos en esta

matriz de protones, como las pasas en un pudin. Además planteaba que la cantidad de cargas

positivas y negativas presentes eran iguales, con lo cual el átomo era esencialmente una entidad

neutra.

Modelo atómico de Rutherford

Antecedentes

Descubrimiento de la radiactividad

Henri Becquerel (1852-1908) descubrió que los materiales de uranio eran capaces de velar una

placa fotográfica en ausencia de luz externa, por lo cual concluyó que poseían la propiedad de

emitir radiaciones de forma espontánea.

Posteriormente, los esposos Pierre (1859-1906) y Marie Curie 81867-1934), retomaron las

observaciones hechas por Becquerel, comprobando que todos los minerales de uranio tenían la

capacidad de emitir radiaciones. Además aislaron otros dos elementos con idénticas propiedades:

el polonio y el radio.

La radiactividad se define como la propiedad que poseían los átomos de algunos elementos de

emitir radiaciones. Debido a que las radiaciones son partículas subatómicas, los elementos

radiactivos se transforman en otros elementos, pues la constitución íntima de sus átomos cambia.

Estas radiaciones pueden ser de cuatro tipos distintos:



-

Rayos alfa (α): son partículas formadas por dos protones y dos neutrones, por lo que

poseen una carga positiva, igual a dos veces la carga de un protón. Estas radiaciones viajan

a una velocidad baja, y tienen un poder de penetración igualmente bajo.

-

Rayos beta – (β-): se trata de haces de electrones, 7000 veces más pequeños que las

partículas alfa y que viajan a una velocidad cercana a la de la luz, por lo que poseen un

poder de penetración medio.

-

Rayos beta+ (β

+): son haces de partículas similares a los electrones, pero con carga

positiva, denominados positrones. Tienen las mismas propiedades que las partículas β- ,

en cuanto a masa, velocidad y capacidad de penetración. Dado que son antagonistas de

los electrones, cuando un electrón y un positrón se chocan, se aniquilan mutuamente,

convirtiéndose en energía electromagnética

-

Rayos gamma (γ): estos rayos son radiaciones electromagnéticas, con un contenido

energético muy superior al de la luz visible, por lo que no poseen masa y tienen una gran

capacidad de penetración

Descubrimiento de los rayos X

Wilhelm Roentgen (1845-1923), estudiando los rayos catódicos, observó que una lámina

recubierta con ciano-platinado de bario, que estaba a cierta distancia del tubo, emitía una

fluorescencia verdosa. Afirmó que dicha fluorescencia correspondía a unos rayos que atravesaban

los materiales poco densos, como la madera, pero que no pasaban a través de los más densos,

como los metales. Además, no sufrían desviación por campos eléctricos o magnéticos. Por esta

razón, concluyó que estos rayos no debería estar formados por partículas cargadas y en esto se

parecían a los rayos de luz, Roentgen los llamó rayos X.

Los dos descubrimientos mencionados dejaban entrever que había espacio entre los átomos que

conformaban los materiales conocidos, pero no estaba claro cómo ni dónde se distribuían estos

espacios.



El modelo de Ernest Rutherford

Ernest Rutherford (1871-1937) realizó un experimento cuyos resultados fueron inquietantes.

Observó que cuando un haz de partículas alfa, emitidas por el polonio, unos de los elementos

radiactivos, golpeaba contra una lámina de oro, algunas de las partículas incidentes rebotaban,

hasta el punto de invertir completamente la dirección de su trayectoria. Esto era tan increíblecomo si al disparar una bala contra una hoja de papel, ésta rebotara.

Con el fin de dar una explicación a este hecho, Rutherford propuso, en 1911, la existencia del

núcleo atómico, como una zona central densa, en la cual se concentraba cerca del 99,95% de la

masa atómica. El núcleo debía ser positivo, puesto que las partículas alfa, también positivas, eran

rechazadas al chocar contra los núcleos de los átomos del metal. También estableció que los

electrones debían mantenerse en constante movimiento en torno al núcleo, aunque a una cierta

distancia, con lo cual gran parte del volumen del átomo sería espacio vacío. Al igual que Thomson,

Rutherford consideró que la carga negativa de los electrones debía contrarrestar la carga positiva

del núcleo, para dar lugar a un átomo neutro.

Inconsistencias del modelo

Si bien, numerosos fueron los descubrimientos y fenómenos observados que permitieron

comprobar la existencia del núcleo atómico y dilucidar su constitución, el modelo propuesto por

Rutherford tenía ciertas inconsistencias. De acuerdo con la física clásica, toda partícula acelerada,

como es el caso de un electrón girando alrededor del núcleo de un átomo, emite energía en la

forma de radiaciones electromagnéticas. En consecuencia, el electrón debería perder energía

continuamente, hasta terminar precipitándose sobre el núcleo, dando lugar a un colapso atómico.

Teniendo en cuenta que esto no sucede, algo estaba fallando en el modelo propuesto por

Rutherford.

Descubrimiento del neutrón

James Chadwick, quien observó que al bombardear placas de berilio con partículas alfa, emitían

unas partículas, que a su vez se hacían chocar contra un bloque de parafina, ocasionando un

desprendimiento de protones en este. Este hecho hacía pensar que su masa debía ser similar a la



de los protones. Además, estas partículas no se desvían por la presencia de campos eléctricos,

luego debían ser neutras, por lo que se las llamó neutrones.

Estos descubrimientos llevaron a descubrir al átomo como la unidad estructural de la materia,

formada por tres subpartículas básicas: protones, neutrones y electrones.

Otras partículas subatómicas

Con el descubrimiento del neutrón se pensó que la estructura de los átomos había sido dilucidada

en su mayor parte. Sin embargo, la historia apenas comenzaba. En 1932, Carl David Anderson

(1905-1991) descubrió el positrón, con lo cual abrió las puertas a todo un panorama de nuevas

partículas (más de 100 diferentes), que si bien forman parte de la materia ordinaria, se producen y

desaparecen durante algunas reacciones que tienen lugar en condiciones muy especiales,

obtenidas en laboratorios especializados y frecuentemente con una vida efímera.

Modelo planetario de Bohr

Con el fin de dar solución a las inconsistencias que presentaba el modelo atómico de Rutherford,

el físico danés Niels Bohr propuso, en 1913, que los electrones deberían moverse alrededor del

núcleo a gran velocidad y siguiendo órbitas bien definidas. Las implicaciones de este modelo se

detallarán cuando veamos el modelo atómico aceptado en la actualidad.

La estructura del átomo

Dalton descubrió al átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin

embargo, una serie de investigaciones demostraron claramente que los átomos tiene una

estructura interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas

partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas:

electrones, protones y neutrones.



El electrón

El físico inglés J. J. Thomson utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento de la teoría

electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón. El

número que obtuvo fue de -1,76*108 C/g, en donde C es la unidad de carga eléctrica, en coulombs.

Más tarde, entre 1908 y 1917, R. A. Millikan llevó a cabo una serie de experimentos para medir lacarga del electrón con gran precisión. Millikan encontró que la carga de un electrón es de-

1,6022*10-19

C. a partir de estos datos calculó la masa de un electrón que es igual a 9,10*10-28

g

que es un valor de masa extremadamente pequeño.

El protón y el núcleo

Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un denso

conglomerado central dentro del átomo, que llamó núcleo. Las partículas del núcleo que tienen

carga positiva reciben el nombre de protones. En otros experimentos se encontró que los

protones tienen la misma cantidad de carga que los electrones y que su masa es de 1,67262*10-

24g, aproximadamente 1840 veces la masa de las partículas con carga negativa, los electrones.

Hasta este punto, los científicos visualizaban el átomo de la siguiente manera: 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. El radio de un átomo es aproximadamente de 100 pm, mientras que el

radio del núcleo atómico es solamente de 5*10-3

pm. (1 pm = 1*10-12

m)

Experimentos posteriores demostraron que existían un tercer tipo de partículas eléctricamente

neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones. Existen otras partículas

subatómicas, pero el electrón, el protón y el neutrón son los componentes fundamentales del

átomo que son importantes para la química.

Masa y carga de las partículas subatómicas

Número atómico (Z)

El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. En un

átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones, de manera que el número

atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. La identidad química de

un átomo queda determinada por su número atómico. Por ejemplo, el número atómico del

nitrógeno es 7. Esto significa que cada átomo neutro de nitrógeno tiene 7 protones y 7 electrones.



Número de masa (A)

En número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un

átomo de un elemento. Con excepción de la forma más común del hidrógeno, que tiene un protón

y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen tanto protones como neutrones.

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 tiene 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, que se conoce

como hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isótopo llamado deuterio contiene 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 (X) es como sigue:

número de masa ------------> A Xnúmero atómico ------------> Z

Configuraciones electrónicas

Una gran parte de las propiedades físicas y todas las propiedades químicas de un elemento

dependen de la corteza electrónica de los átomos que lo componen. Esta es la razón por la cual es

importante conocer cómo están distribuidos los electrones en la zona periférica de un átomo. El

ordenamiento que se presenta para cada átomo se conoce como configuración electrónica del

estado fundamental de los átomos.

En 1926, Erwin Schrödinger (1887-1961) describió el comportamiento del electrón en un átomo de

acuerdo con consideraciones estadísticas, es decir, en términos probabilísticos. Esta probabilidad

es también la densidad electrónica o nube de carga electrónica, de modo que las regiones donde

existe una alta probabilidad de encontrar al electrón, son las zonas de alta densidad electrónica.

Las ecuaciones de Schrödinger delimitan regiones en el espacio, que corresponden, más o menos a

los orbitales establecidos por Bohr, pero que designan las zonas en las cuales la probabilidad de

hallar un electrón, en un momento dado, es muy alta. Es decir, no podemos decir dónde estará

ese electrón en un momento t, sino cuál es la probabilidad de que dicha partícula se encuentre en

la zona observada en ese momento. Estos orbitales se describen por medio de cuatro parámetrosllamados números cuánticos.

Los números cuánticos

Para describir las características de un electrón de un electrón situado en un determinado orbital,

se necesitan cuatro números cuánticos, que se representan median las letras n, l, ml y ms.



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Número cuántico principal (n). define una capa o nivel de energía en la periferia del núcleo

del átomo. Los valores que puede tomar n son los números 1, 2, 3, etc. Entre mayor sea el

valor de n, la distancia entre un electrón presente allí y el núcleo atómico, será mayor. Así

mismo la energía que esta partícula posea también será mayor. A cada valor de n se le

asigna una letra: K(n=1), L(n=2), M(n=3), N(n=4), O, P, etc. Un aumento del valor de n

corresponde a un aumento del tamaño de las nubes que representan los orbitales.

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Numero cuántico secundario (l). determina la forma del orbital, es decir, la región donde

el electrón se mueve. Los posibles valores de l(número cuántico) dependen de n, de modo

que, para cada valor de n, l puede tomar todos los valores comprendidos entre 0 y (n-1).

Por ejemplo, si n=4, el número l puede tomar valores de 0, 1, 2 y 3. Se acostumbra

simbolizar con letras los valores numéricos que puede tomar el número cuántico l:

Número cuántico

secundario (l)

Símbolo del orbital

0 s

1 p

2 d

3 f

l=0, 1, 2, 3,………., (n-1)

si n=1 entonces l=0 en el primer nivel principal solo hay un suborbital, el orbital s

si n=2 entonces l=0

l=1 hay dos subniveles, es decir dos orbitales, los orbitales s y p

si n=3 entonces l=0

l=1

l=2 hay tres subniveles, es decir tres orbitales, los orbitales s, p y d



Orbital s

Orbital p

Orbital d



Orbital f

Los diferentes orbitales (s, p, d y f) se conocen informalmente como subniveles de energía

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Número cuántico magnético (ml). Define la orientación que pueden presentar los orbitalesde un mismo subnivel en relación con un campo magnético externo. Para cada valor de l,

ml puede tomar todos los valores enteros comprometidos entre -1 y +1. Así, si l=2, los

valores posibles de ml serán: -2. -1, 0, 1 y 2.

ml=-l,………,0 ,…….,+l

Subnivel s (l=0) entonces ml=0; un subnivel contiene un orbital, el orbital s

Subnivel p (l=1) entonces ml=-1, 0, +1; dentro de cada subnivel p hay tres orbitales con

orientaciones diferentes: pxy, pyz y pxz .

Subnivel d (l=2) entonces ml = -2, -1. 0. +1, +2; dentro de cada subnivel d hay tres orbitales

con orientaciones diferentes: dxy, dyz, dxz, dx2-z

2, dz2

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Número cuántico de espín (ms). un orbital puede albergar como máximo dos electrones.

Dichos electrones se diferencian entre sí por el sentido de giro sobre el eje. Cuando dos

electrones ocupan el mismo orbital, sus sentidos de giro son opuestos. Como sólo son

posibles dos sentidos de giro, el número cuántico ms puede tomar solamente dos valores,

que son +½ y –½, y que también se simbolizan con flechas contrarias (↑↓). Como el

electrón es una partícula cargada se comporta como un pequeño imán, por lo cual se diceque tiene un espín o giro.



Distribución de los electrones en el átomo

En la figura siguiente se muestra gráficamente la aplicación del principio de construcción. Las

flechas indican la forma en que se van llenando los subniveles.

Consideraciones preliminares

Para construir una especie de mapa, que describa cómo están dispuestos los electrones en la

periferia del núcleo atómico, deben tenerse en cuenta los siguientes principios.

Principio de ordenamiento: al ordenar los elementos de manera creciente de números

atómicos, cada átomo de un elemento tendrá un electrón más que el del elemento que le

precede. Por ejemplo, cada átomo de carbono (Z=6) tendrá un electrón más que cadaátomo de boro (Z=5)

Principio de exclusión de Pauli: un orbital no puede contener más de dos electrones, y los

espines de dichos electrones deben tener valores opuestos (+1/2, -1/2).



Principio de máxima multiplicidad de carga (regla de Hund); los electrones que pertenecen

a un mismo subnivel se disponen de manera que exista el mayor número posible de

electrones desapareados con el mismo valor de espín. Cuando un orbital contiene

únicamente un electrón, se dice que este electrón está desapareado.

Diagrama de möller

Podemos utilizar el diagrama de Möller para determinar la configuración electrónica de cualquier

átomo.



Configuración electrónica de algunos elementos



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La materia, estructura del átomo

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