Introducción
Cada sustancia del universo, las piedras,
el mar, nosotros mismos, los planetas y hasta las estrellas
más lejanas, están enteramente formada por
pequeñas partículas llamadas
átomos.
Son tan pequeñas que no son posible
fotografiarlas. Para hacernos una idea de su tamaño, un
punto de esta línea puede contener dos mil millones de
átomos.
Estas pequeñas partículas son
estudiadas por la química, ciencia que surgió en la
edad media y que estudia la materia.
Pero si nos adentramos en la materia nos
damos cuenta de que está formada por átomos. Para
comprender estos átomos a lo largo de la historia
diferentes científicos han enunciado una serie de
teorías que nos ayudan a comprender la complejidad de
estas partículas. Estas teorías significan el
asentamiento de la química moderna.
Como ya hemos dicho antes 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. Estas teorías que
tanto significan para la química es lo que vamos a
estudiar en las próximas hojas de este trabajo.
Historia del
Átomo
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
sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas
moléculas).
Representación de distintos
átomos según Dalton:
Esto quería decir que un
átomo de oxígeno más un átomo de
hidrógeno daba un átomo o molécula de
agua.
La formación de agua a partir de
oxígeno e hidrógeno supone la combinación de
átomos de estos elementos para formar "moléculas"
de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula
de agua contenía un átomo de oxígeno y otro
de hidrógeno.
Dalton, además de esta teoría
creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando
los elementos se combinan en más de una proporción,
y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos
diferentes, existe una relación entre esas
proporciones.
Cuando dos elementos se combinan para
formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos
que se combina con una cantidad fija del otro están
relacionadas entre sí por números enteros
sencillos.
A mediados del siglo XIX, unos años
después de que Dalton enunciara se teoría, se
desencadenó una serie de acontecimientos que fueron
introduciendo modificaciones al modelo atómico
inicial.
De hecho, el mundo atómico es tan
infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy
difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él
como si estuviésemos delante de una caja cerrada que no se
pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente
podríamos proceder a manipular la caja (moverla en
distintas direcciones, escuchar el ruido, pesarla…) y formular
un modelo de acuerdo con nuestra experiencia. Este modelo
sería válido hasta que nuevas experiencias nos
indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido
construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta
nuestros días se han ido sucediendo diferentes
experiencias que han llevado a la formulación de una serie
de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos
acontecimientos.
El modelo atómico de
Thomsom.
Thomson, sir Joseph john (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.
J. J. 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.
Para este cálculo realizó un
experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un
campo eléctrico y uno magnético.
Cada uno de estos campos, actuando
aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si
se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo
magnético podía variarse hasta conseguir que el haz
de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en
este momento las fuerzas eléctricas y magnética
eran iguales y, por ser de sentido contrario se
anulaban.
El segundo paso consistía en
eliminar el campo magnético y medir la desviación
sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que
los rayos catódicos tienen una relación carga a
masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier
ion.
Esta constatación llevó a
Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos
catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos
de átomos, es decir, partículas subatómicas
a las que llamó electrones.
Las placas se colocan dentro de un tubo de
vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un
gas a presión reducida.
El modelo de Rutherford.
Sir 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 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 cinc.
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
180º.
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.
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.
En el modelo de Rutherford, los electrones
se movían alrededor del núcleo como los planetas
alrededor del sol. Los electrones no caían en el
núcleo, ya que la fuerza de atracción
electrostática era contrarrestada por la tendencia del
electrón a continuar moviéndose en línea
recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó
que estaba en contradicción con una información ya
conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del
electromagnetismo, un electrón o todo objeto
eléctricamente cargado que es acelerado o cuya
dirección lineal es modificada, emite o absorbe
radiación electromagnética.
El electrón del átomo de
Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente,
ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto,
debería emitir radiación electromagnética y
esta radiación causaría la disminución de la
energía del electrón, que en consecuencia
debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en
el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el
de Bohr unos años más tarde.
El modelo atómico de
Bhor.
Niels 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.
Vemos pues que Bohr aplicaba la
hipótesis cuántica por Planck en 1900.
La teoría ondulatoria
electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto
explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la
difracción o la dispersión, pero no explicaba otros
fenómenos tales como la irradicación de un cuerpo
sólido caliente. Planck resolvió el problema
suponiendo que un sistema mecánico no podía tener
cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos
valores.
Así, en un cuerpo sólido
caliente que irradia energía, Planck consideró que
una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un
grupo de átomos que circulaba con la misma
frecuencia.
Aplicando esta hipótesis a la
estructura electrónica de los átomos se
resolvía la dificultad que presentaba el átomo de
Rutherford. El electrón, al girar alrededor del
núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se
situaba en unos estados estacionarios de movimiento que
tenían una energía fija. Un electrón
sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba
de un estado (nivel) a otro.
Por otro lado, el modelo de Bohr
suponía una explicación de los espectros
discontinuos de los gases, en particular del más sencillo
de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro
correspondía a una radiación de una determinada
frecuencia.
¿Por qué un elemento emite
solamente cierta frecuencia ? Veamos la respuesta:
En condiciones normales los electrones de
un átomo o ion se sitúan en los niveles de
más baja energía. Cuando un átomo recibe
suficiente energía, es posible que un electrón
salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso
se llama excitación. Un electrón excitado se halla
en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo
una radiación cuya energía será igual a la
diferencia de la que tienen los dos niveles.
La energía del electrón en el
átomo es negativa porque es menor que la energía
del electrón libre.
Al aplicar la formula de Bohr a otros
átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al
coincidir el pronóstico con el resultado experimental de
los espectros de estos átomos.
El modelo de Thomson presentaba un
átomo estático y macizo. Las cargas positivas y
negativas estaban
en reposo neutralizándose
mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa
positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo
de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con
las leyes de la física clásica inestable. El modelo
de Bohr era análogo al de Rutherford, pero
conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la
noción de cuantificación y junto con ella a la idea
de que la física de los átomos debía ser
diferente de la física clásica.
Propiedades del
Átomo
Atendiendo a las características
estructurales del átomo las propiedades de este
varían. Así por ejemplo los átomos de que
tienen el mismo número de electrones de valencia que
poseen distintos números atómicos poseen
características similares.
Los átomos están formados por
un núcleo que posee una serie de partículas
subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en
diferentes órbitas los electrones.
Las partículas subatómicas de
las que se compone el núcleo son los protones y los
neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros.
Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben
contener también otras partículas con carga
positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas
partículas estables con signo positivo se las llamó
protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.
Con estas dos partículas, se
intentó construir todos los átomos conocidos, pero
no pudo ser así porque faltaba unas de las
partículas elementales del núcleo que fue
descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó
neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa
es ligerísimamente superior a la del protón
(1,6748210-27kg.).
Situados en órbitas alrededor del
núcleo se hallan los electrones, partículas
estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual
a 9,1110-31kg. El modelo de Bohr explica el espectro del
átomo de hidrógeno, pero no los de átomos
mayores. Para explicar estos y otros fenómenos ha surgido
la mecánica cuántica. Aquí como en el modelo
de Bohr, un electrón atómico sólo puede
ocupar determinados niveles de energía. Ahora bien cada
nivel de energía posee uno o más subniveles de
energía.
El primer nivel de energía
principal, n =1, posee un subnivel; el segundo posee dos, el
tercero tres y así sucesivamente.
En el modelo de Bohr, los electrones giran
en torno al núcleo siguiendo órbitas circulares,
pero hoy sabemos que un electrón en un subnivel de
energía dado se mueve aunque la mayor parte del tiempo se
encuentra en una región del espacio más o menos
definida, llamada orbital.
Los orbitales se nombran igual que su
subnivel de energía correspondiente.
La energía radiante, o
radiación electromagnética, que el Sol llega a la
Tierra a través del espacio, en forma de ondas. El
resultado de la separación de los componentes de distinta
longitud de onda de la luz o de otra radiación forman el
espectro electromagnético.
Las radiaciones electromagnéticas se
dividen en distintos tipos (rayos gamma, rayos X, ultravioleta,
etc. según el valor de lo que se denomina "longitud de
onda", que es la distancia entre dos crestas consecutivas de la
onda.
Cuando un haz de luz formado por rayos de
distinta frecuencia atraviesa un prisma óptico, se
dispersan en las diferentes radiaciones que se recogen en una
pantalla en forma de espectro. El espectro puede ser estudiado en
laboratorios gracias al espectrógrafo, un aparato que
consta fundamentalmente de una rendija por la que entra el haz de
luz, una lente, un prisma de dispersión y una placa
fotográfica, estos se empezaron a utilizar a partir de
1859.
Los espectros pueden ser continuos o
discontinuos. Los espectros continuos son los que abarca toda la
frecuencia de las radiaciones que tienen pasando de una a otra
gradualmente, sin saltos. La luz blanca tiene un espectro
continuo, formado por siete colores (rojo, anaranjado, amarillo,
verde, azul, añil y el violeta) y cada uno de ellos
corresponde a radiaciones de una frecuencia determinada; cuando
termina un color empieza otro, sin que, entre ellos, hayan
ninguna zona oscura. En cambio, los elementos gaseosos de un tubo
de descarga emite una luz que posee un espectro discontinuo, es
decir, sólo contiene determinadas radiaciones, que
aparecen en forma de rayas entre las cuales hay una zona
oscura.
Cuando se descubrieron los rayos X y se
observó la fluorescencia que estos rayos producían
en las paredes del tubo de vidrio, Becquerel se dedicó a
investigar si la fluorescencia iba acompañada siempre de
radiaciones. Obtuvo los primeros resultados en 1896 al comprobar
que el sulfato de uranilo y potasio emitían unas
radiaciones que impresionaban las placas fotográficas,
atravesaban cuerpos opacos e ionizaban. El aire. La
emisión de estas radiaciones no implicaba que el cuerpo
estuviera expuesto a la luz, pues también se
producían en la oscuridad.
Además los espectros también
pueden ser el espectro de masas (el que resulta de la
separación de un elemento químico en sus distintos
isótopos.
El espectro de la luz blanca está
constituido por una sucesión de colores (colores del
espectro), cada uno de los cuales corresponde a una longitud de
onda bien precisa.
Un espectro puede ser: de emisión,
cuando se obtiene a partir de la radiación directamente
emitida por un cuerpo; de absorción, cuando es el
resultante del paso de la radiación a través de un
determinado absorbente.
Se distingue también entre:
discretos, o de rayas, constituidos por una serie de
líneas aisladas; continuos, que contienen todas las
longitudes de onda entre dos límites, y de bandas,
constituidos por una serie de zonas continuas separadas por
espacios oscuros.
Los átomos producen espectros de
líneas, las moléculas de bandas y los
sólidos y líquidos espectros continuos.
Vocabulario
Indivisible: Que no se puede
dividir.
Subatómica: Dícese de
las partículas que constituyen el átomo y de todas
las partículas elementales así como de sus
fenómenos característicos.
Electrostática: Parte del
electromagnetismo que estudia los campos eléctricos
producidos por cargas en reposo, tanto en el vacío como en
la materia. Su ley fundamental es la de Columb.
Electromagnetismo: Parte de la
física que engloba el estudio de los fenómenos
eléctricos y magnéticos.
Cuántico: Magnitudes
físicas que sólo pueden tomar ciertos valores
discretos.
Espectros: Resultado de la
separación de los componentes de distinta longitud de onda
de la luz o de otra radiación
electromagnética.
Irradiación: Despedir un
cuerpo de rayos de una energía, como luz, calor,
etc.
Análogo: Relación de
semejanza entre dos cosas distintas.
Inducir: Ascender lógicamente
el entendimiento desde el conocimiento de los casos o hechos
particulares a la ley o principio general.
Neutro: Que no posee carga
eléctrica.
Constatación: Comprobar un
hecho, establecer su veracidad o dar constancia de
él.
Isótopo: Cuerpo que ocupa el
mismo lugar que otro en el sistema periódico, por tener
las mismas propiedades químicas. Los núcleos tienen
igual número atómico, pero distinta
masa.
Difracción: Fenómeno
característico de las propiedades ondulatorias de la
materia, por el cual un obstáculo que se opone a la
propagación libre de las ondas se presenta como fuente
secundaria que emite ondas derivadas en todas
direcciones.
Autor:
Winston Steven