miércoles, 13 de junio de 2007

El Átomo y la estructura atómica.

Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. Es la porción más pequeña 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.



Actualmente sabemos que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles.

Están formados por partículas.

En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra "átomo" se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse.

Esa "partícula fundamental", por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego "no divisible.

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos.

Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos, o elementos. Demócrito pensó en la idea de que todos los cuerpos materiales son agregados de innumerables partículas tan pequeñas que no son visibles por los ojos humanos, los llamaron átomos (del griego indivisibles).

Modelos Atómicos:

Demócrito:





Creía que había cuatro clases diferentes de átomos: los átomos de la piedra, pesados y secos; los átomos de agua, pesados y húmedos; los átomos de aire, fríos y ligeros, y los átomos de fuego, fugitivos y calientes.

Por una combinación en estas cuatro clases de átomos se suponía que están hechas todas las materias conocidas.



El suelo seria una combinación de átomos de piedra y agua. Los de una planta serian átomos de piedra y agua, procedentes del suelo y átomos de fuego procedentes del sol.

Por esta causa los troncos de madera seca que han perdido átomos de agua pueden arder, desprendiendo átomos de fuego (llamas) y dejando átomos de piedra (cenizas).

Esta teoría que propuso Leucipo y Demócrito no tuvo gran aceptación entre los filósofos griegos y romanos, así que el átomo fue olvidado ya que la teoría de que el universo estaba compuesto por cuatro elementos (tierra, agua, fuego y aire), resulto mucho más popular, aceptada y propagada por “eruditos”, como Aristóteles.

Teoría atómica de Dalton.

John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos.

Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo.

Dalton expuso su teoría atómica en su obra A new system of chemical philosophy en 1808, la cual afirma:

Los elementos están constituidos por átomos, partículas discretas de la materia, que son indivisibles e inalterables.

Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades.

Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.

Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación constante y sencilla en número.



La hipótesis de Dalton, tuvo vigencia durante mucho tiempo, la cual manejó que el átomo era indivisible.Dalton puso símbolos a elementos simples.

Otras teorías

Después de las teorías explicadas anteriormente surgieron las siguientes teorías:

1897. J.J. Thomson (1856-1940):





Demostró la existencia de los electrones dentro de los átomos. Dedujo que el átomo debía ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. Modelo atómico de Thomson.



Hasta los últimos años del siglo XIX, el modelo aceptado del átomo se parecía a una bola de billar ( una pequeña esfera sólida).

En 1897, J.J. Thomson cambió la visión moderna del átomo con el descubrimiento del electrón.

Thomson sugiere que el átomo no es una partícula 'indivisible' como John Dalton había dicho , sino más bien es un rompecabezas compuesto de piezas todavía más pequeñas.

El electrón se origina en la investigación sobre una curiosidad científica del siglo XIX: el tubo de rayo catódico.




Thompson descubrió que el misterioso rayo resplandeciente se torcía hacia una placa eléctrica cargada positivamente. Lo que sucedía en realidad es que el rayo estaba compuesto de pequeñas partículas o pedazos de átomos que llevaban una carga negativa. Más tarde, a estas partículas se las llamó electrones. Las particulotas cargadas positivamente se llamaron protones.

A partir de haber descubierto el electrón, Thomsom se imagino un átomo como una bola positiva con electrones incrustados en ella, de tal forma que podía perder o ganar electrones, también afirmó que un átomo en principio era neutro.

El modelo de Thomsom también daba explicación a los fenómenos de la formación de iones y la electrización:

La formación de iones . Thomson decia que los electrones se desprenden fácilmente, así que los electrones de un átomo pueden variar, pero sus protones no.

La electrización. Hace referencia a la carga predominante de un átomo, si este tiene más protones que neutrones, su carga será positiva, y si tiene más electrones que protones su carga será negativa.

1911. E. Rutherford (1871-1937):




Demostró que los átomos no eran macizos, sino que estaban vacíos en su mayor parte. En su centro (núcleo) residían los protones, partículas con carga idéntica a los electrones, pero

positivas. Pensó que los electrones, en número igual al de los protones, debían girar alrededor del núcleo en órbitas circulares. Modelo atómico de Rutherford.

Tras un experimento en el cual bombardeaba un lamina de oro con partículas alfa, observo que algunas de estas partículas atravesaban la lamina sin cambiar de dirección, otras se desviaban, pero unas pocas rebotaban hacia la fuente de emisión.

El experimento le llevo a pensar que si la masa del material y la carga eléctrica del átomo estuviesen distribuidas uniformemente dentro del átomo no tendrían lugar las desviaciones que experimentaban las partículas alfa al atravesar el átomo.

La masa eléctrica positiva y la masa material del átomo están concentradas en una parte muy pequeñita del mismo. Esta parte poseería un radio aproximado de unos 10 -15 metros,

siendo su volumen unos 1.000 billones de veces menor que el volumen total del átomo. A está parte del átomo la llamó núcleo atómico.

Por otra parte, los electrones (que constituyan la carga negativa del átomo) se mueven describiendo órbitas, circulares o elípticas, en torno al núcleo y ocupando un espacio.

Según esto, todo átomo puede considerarse como un pequeño sistema planetario en el que los electrones giran alrededor de un núcleo cuya carga es positiva.

Corteza: contiene los electrones, que giran alrededor del núcleo.

Núcleo: está constituido por neutrones y protones. Es eléctricamente neutro.


Tipos de núcleo:

  • El núcleo de Dalton: pensaba que era parecido a una bola de billar.

El núcleo de Thomson. Él pensaba que el núcleo era parecido a una pasa.

El núcleo de Rutherford. Su núcleo era parecido al de Thomson, pero en este aparecían también los neutrones.

1913. Niels Bohr (1885-1962):


Propuso un nuevo modelo atómico en el que los electrones giraban alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos, donde dichos niveles sólo podían albergar un número limitado de electrones. Modelo atómico de Bohr.

En los átomos los electrones no giran en cualquier lugar alrededor del núcleo. Lo hacen en niveles específicos de energía ("estados estacionarios") correspondientes a determinados "cuantos" de energía.

Estos niveles son K, L, M, N, O, P y Q (antiguamente), o 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 (actualmente). La energía de cada uno de estos niveles es exacta (está "cuantizada) de manera que siempre será un número exacto de longitudes de onda. Éstas son los niveles de energía permitidos y nunca un electrón podrá ubicarse fuera de alguno de ellos.

Modelo de Schrödinger: Modelo Actual.





En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo.

En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.

Desarrolla el llamado "modelo cuántico del átomo" o "modelo probabilístico", planteando una ecuación matemática ("ecuación de onda") que permite calcular la probabilidad de encontrar un electrón girando en un momento dado en una región del espacio a la que llama "orbital atómico".


1932. J. Chadwick (1891-1974):



Descubrió una nueva partícula fundamental en los átomos, el neutrón, partícula sin carga eléctrica, con masa muy parecida a la de los protones y que se encontraban también en el núcleo.

Estructura atómica:

* Núcleo

Contiene prácticamente toda la masa del átomo y se encuentra cargado positivamente.

* La corteza electrónica

Formada por cierto número de electrones, cuya carga total es igual y de signo contrario a la del núcleo, si el átomo está en estado neutro.

EL NUCLEO:

  • Podemos imaginar a un átomo como una esfera con un núcleo central, de carga positiva donde está concentrada prácticamente toda la masa del mismo y donde se encuentran distribuidos los neutrones y protones, partículas fundamentales del núcleo, que reciben el nombre de nucleones. Fuertemente cohesionadas.

Estas partículas tienen una unidad elemental de carga, positiva los protones y los neutrones, de masa ligeramente superior a la de los protones pero eléctricamente neutros.

  • Existen otras partículas en el núcleo: Mesón, neutrino …… quark.
"Podemos imaginar a un átomo como una esfera con un núcleo central, de carga positiva donde está concentrada prácticamente toda la masa del mismo y donde se encuentran distribuidos los neutrones y protones,partículas fundamentales del núcleo, que reciben el nombre de nucleones. Envolviendo al núcleo se encuentran los electrones, con carga negativa y de masa prácticamente despreciable. Entre el núcleo y los electrones existe un espacio vacío (hay símiles para hacerse una idea de esta distancia, por ej. si el núcleo es un balón de fútbol situado en el punto central del campo, los electrones se encontrarían situados en las torres de focos o, si pudiera comprimirse toda su masa y eliminar el espacio vacío entre núcleo y electrones, podría montarse un circo, elefantes incluidos, en la punta de un alfiler). La carga positiva del núcleo tiene igual valor que la negativa de los electrones de modo que la resultante es nula y el átomo aislado es neutro."

Configuración electrónica de los elementos.
En química la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.

El orbital, lejos de la concepción planetaria del átomo, es la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.

Los electrones del átomo giran en torno al núcleo en unas órbitas determinadas por los números cuánticos.

Estos números cuánticos son:

1. El número cuántico principal (n), que está relacionado con la energía del electrón.

2. El (primer) número cuántico orbital (l), que es un entero positivo que está relacionado con el momento angular y está relacionado también con las correcciones energéticas del nivel orbital.

3. El segundo número cuántico orbital o número cuántico magnético (m), que es número entero (postivo, negativo o cero), relacionado con el tercer componente del momento angular.

4. El número cuántico de espín (s), que para un electrón toma los valores +1/2 o -1/2.


n. número cuántico principal-

El número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.


l. número cuántico azimutal.

El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.





m. número cuántico magnético.

El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0.



El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital. Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto. cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del núm4ero cuántico n. Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos (1,0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n2 orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.

s. número cuántico de espín .

Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.




Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).

El orden de los elementos en la tabla periódica se corresponde con su configuración electrónica, esto es, con el orden y lugar de los electrones en sus orbitales.


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