Partes: 1, 2

Alrededor del núcleo se encuentran los electrones que son partículas elementales de carga negativa igual a una carga elemental y con una masa de 9,10 Ã- 10–31 kg

La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.

A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus electrones sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una partícula con carga neta diferente de cero.

El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor del núcleo se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de electrones deslocalizados o difusos en el espacio, el cual representa mejor el comportamiento de los electrones descrito por la mecánica cuántica únicamente como funciones de densidad de probabilidad de encontrar un electrón en una región finita de espacio alrededor del núcleo.

Dimensiones atómicas

La mayor parte de la masa de un átomo se concentra en el núcleo, formado por los protones y los neutrones, ambos conocidos como nucleones, los cuales son 1836 y 1838 veces más pesados que el electrón respectivamente.

El tamaño o volumen exacto de un átomo es difícil de calcular, ya que las nubes de electrones no cuentan con bordes definidos, pero puede estimarse razonablemente en 1,0586 Ã- 10–10 m, el doble del radio de Bohr para el átomo de hidrógeno. Si esto se compara con el tamaño de un protón, que es la única partícula que compone el núcleo del hidrógeno, que es aproximadamente 1 Ã- 10–15 se ve que el núcleo de un átomo es cerca de 100.000 veces menor que el átomo mismo, y sin embargo, concentra prácticamente el 100% de su masa.

Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, el núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones, como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos.

Historia de la teoría atómica

El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.[6] El siguiente avance significativo se realizó hasta en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: "La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma."; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro.

Luego en 1811 Amedeo Avogadro, físico italiano, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.

El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente.

La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.

Evolución del modelo atómico

La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.

Modelo de Dalton

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas. Este primer modelo atómico postulaba:

• La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

• Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.

• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

• Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

• Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).

Modelo de Thomson

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thompson donde las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del "pastel" (la carga positiva).

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

Calculo la relación entre la carga y la masa de los átomos realizando un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y por uno magnético; esto llevo a Thomson a suponer que las partículas que formaban los rayos catódicos no eran átomos cargados, sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatomicas a las que llamo electrones.

Modelo atómico de Thomson

Modelo de Rutherford

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico.

Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.

Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:

• Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.

• No explicaba los espectros atómicos.

Su experiencia consistió en bombardear con partículas alfa una fina lamina de oro, la partícula alfa atravesaban la lamina y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc; resulto que mientras que la mayoría de las partículas la atravesaban sin desviarse o solo desviándose en poco ángulos, este hecho hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño, esta parte positiva fue llamada núcleo.

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

En su modelo, los electrones se movían alrededor del núcleo; pero observo una contradiccion: el electrón del átomo de Rutherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular, por tanto debería emitir radiación electromagnética y esta causaría la disminución de la energía, así que debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo.

Modelo atómico de Rutherford

Modelo de Bohr

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.

"El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas." Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)

• Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.

• Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.

• Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.

Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.

Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2p por un método que no puede justificar.

Modelo atómico de Bohr

Primer postulado.

El átomo consta de un núcleo en el que está localizada toda carga positiva del átomo y casi toda su masa. El electrón describe orbitas circulares alrededor del núcleo, de forma que la fuerza centrífuga equilibra la fuerza de atracción electrostática.

Fc = mv² Fe = e² r = Ke²

r r² mv²

Siendo

K= 1 = 9*10^9 N * m² * C ²

4p??

Segundo postulado.

El electrón no puede girar alrededor del núcleo en cualquier orbita, solo puede hacerlo en aquellas orbitas en las que se cumple que el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.

mvr = n h

2p

Siendo h la constante de Planack, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un numero entero. Llamado número cuántico principal que vale 1 para la primera orbita, 2 para la segunda, etc.

Tercer postulado.

Cuando el electrón se mueve en una determinada orbita no radia energía, solo lo hace cuando cambia de orbita. Si pasa de una órbita externa a otra más interna emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. La frecuencia de la radiación viene dada por la ecuación:

E2 – E1 = hv

Siendo E1 y E2 las energías de las correspondientes órbitas.

Por combinación de los tres postulados se obtienen los valores de la velocidad, el radio de las orbitas, y la energía, que dependen del numero cuántico principal n(están cuantizadas):

2pe²K h²n² K²2p²me

v = hn r = 4p²me²K E = h²n²

La concordancia entre las frecuencias calculadas por Bohr y las obtenidas por los espectrocopistas en el átomo de hidrógeno, significo un éxito rotundo para el modelo atómico de Bohr.

El modelo atómico actual llamado "modelo orbital" o "cuántico - ondulatorio" se basa en:

ü La dualidad onda-corpúsculo: Louis de Broglie.(1924) postula que el electrón y toda partícula material en movimiento tienen un comportamiento ondulatorio. Las propiedades ondulatorias y corpusculares de la materia se relacionan mediante:

Siendo h la constante de Planck y p el momento lineal de la partícula

ü El principio de incertidumbre de Heisenberg (1927) establece la imposibilidad de determinar simultáneamente y con precisión la posición y el momento lineal de una partícula en un momento dado. Ya no se podría decir dónde se encontraría con exactitud una partícula, como máximo se podría llegar a precisar el punto en dónde se hallaría con mayor probabilidad. "Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón".

El producto de las imprecisiones de esas magnitudes e ve afectado por la restricción dada por la ecuación:

ü La naturaleza ondulatoria del electrón permite que este sea descrito por una ecuación de ondas. Schrödinger (1926) formuló una ecuación (ecuación de ondas de Schrödinger) que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas. Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de partícula, en términos de la masa m, como el de onda, en términos de una función de onda ?, que depende de la ubicación del sistema en el espacio.

La ecuación de onda de Schrödinger,  toma la forma:

Donde H es un operador matemático llamado Hamiltoniano y E es la energía de los niveles permitidos. La función de onda ? carece de significado físico en si misma. pero su cuadrado en una determinada región del espacio ?2 es un indicador de la probabilidad de encontrar el electrón en dicha región espacial.

Cada solución de la ecuación de ondas de Schrödinger describe un posible estado del electrón, que se denomina orbital atómico, concepto análogo al de órbita en el modelo de Bohr.

El valor tan bajo de la constante de Planck h=6,626·10-34 J·s  impide percibir el comportamiento ondulatorio de la materia en objetos grandes o cotidianos, ya que la longitud de onda asociada es tan pequeña que dicho comportamiento resulta indetectable.

ü Aunque con la mecánica cuántica queda claro que no se puede saber dónde se encuentra un electrón, sí define la región en la que puede encontrarse en un momento dado. El cuadrado de la función de onda, ?2, define la distribución de densidad electrónica alrededor del núcleo. Este concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región del átomo, llamada orbital. Las regiones de alta densidad electrónica representan la mayor probabilidad de localizar un electrón, mientras que lo contrario se aplica a regiones de baja densidad electrónica.

ü En la descripción de un átomo en el contexto de la mecánica cuántica, se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. Cada orbital tiene asociado un valor de ?2 y un cierto valor de energía.  [E=f(n+l)]   Aunque con la mecánica cuántica queda claro que no se puede saber con certeza dónde se encuentra un electrón, sí define la región en la que puede encontrarse en un momento dado. El cuadrado de la función de onda, ?2, define la distribución de densidad electrónica alrededor del núcleo. Este concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región del átomo, llamada orbital. Las regiones de alta densidad electrónica representan la mayor probabilidad de localizar un electrón, mientras que lo contrario se aplica a regiones de baja densidad electrónica. Los diagramas de superficie límite encierran el 90 % de probabilidad de localizar  el electrón. Los diagramas  de contorno de probabilidad como los representados en la figura, son curvas que encierran diferentes porcentajes de probabilidad electrónica.

? La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital.

Nº cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3...) y coincide con el mismo nº cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía. Nº cuántico secundario (l): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía. Nº cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde - l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

? Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj, bien en el sentido contrario.

? La configuración electrónica de un átomo es la manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbítales atómicos.

? El conocimiento de las configuraciones electrónicas es fundamental para entender y predecir las propiedades de los elementos.

? En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbítales atómicos de tal modo que la energía global del átomo sea mínima.

? Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o de las diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l)..

? Además del principio de construcción hay que tener en cuenta:

??el principio de exclusión de Pauli: establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos.

? la regla de Hund: establece que si hay más de un orbital en un mismo subnivel, los electrones estan lo más desapareados posibles, ocupando el mayor número de ellos

Isótopos e isóbaros

 Los Isótopos:

  Son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes masas. Al pertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas propiedades, pero no son reconocibles por su masa diferente La diferencia se encuentra en el número de neutrones presentes en el núcleo.

 Los Isóbaros:

Son átomos que, a pesar de presentar diferente número atómico, tiene masas iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de elementos químicos también diferentes.  

Fusión Nuclear:

Es la unión de dos núcleos ligeros, para producir uno más pesado.

Dos Isótopos de Hidrógeno se unen formando un núcleo con dos protones y dos neutrones que corresponden a un átomo de Helio.

Sin embargo esta reacción requiere de una alta energía de activación, para que los núcleos se acerquen y se fundan en uno. Una vez comenzada la reacción, la energía liberada es enorme, del orden de 1700GJ (Gigajoule).

 Fisión Nuclear:

  Es la ruptura de un núcleo atómico en dos partes parecidas en el contenido de protones, originado con el bombardeo de neutrones.

  Al chocar un neutro con un átomo de Uranio, se crea un núcleo provisional que posteriormente se divide en dos núcleos.

  Con respecto a la energía que se produce, para la fisión de un gramo de Uranio, es de 85 Gigajoule (Gj) 109 J, aproximadamente a la misma que se produce al quemar tres toneladas de Carbón. Debido a este enorme despedimiento de energía fue usado como bomba el la segunda guerra mundial.

 

 

 

 

Enviado por:

Francis Arias

 

 

Autor:

José Arias

Valencia, 22 de Enero de 2010

Republica Bolivariana de Venezuela.

Ministerio del Poder Popular para la Educación Superior.

Universidad Politécnica de Valencia.

Programa de Formación de Ingeniería Eléctrica.

Química I