5 El átomo - IES Playamar

Contenidos
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El átomo
Índice
1 Estructura interna del átomo: modelos atómicos
2 Modelos prenucleares
3 Modelos nucleares
4 Átomos y elementos
1.Estructura interna del átomo: modelos atómicos
Los fenómenos que avalan la existencia de los átomos, enmarcados en el modelo
cinético y acompañados de los descubrimientos eléctricos, dieron lugar a un gran interés entre la comunidad científica por saber si el átomo estaba formado por partes o
si, por el contrario, era indivisible.
1.1. Modelos atómicos
No siempre podemos ver con nuestros propios ojos la realidad que nos rodea, de
modo que el ser humano ha tenido que ingeniárselas para conocer el mundo de otras
formas. Es en este caso cuando se construyen modelos, para poder establecer una imagen aproximada de la naturaleza. En nuestro caso queremos saber cómo son los átomos,
los cuales no pueden verse a simple vista puesto que su tamaño es del orden de 10-10 m.
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Por tanto, los científicos que han estudiado su estructura han tenido que realizar
numerosos experimentos para poder confeccionar uno de estos modelos. Esta visión
del átomo se ha ido perfeccionando con el transcurso de los años, por lo que se habla
de modelos atómicos, en plural. Los modelos que estudiaremos pueden dividirse en
dos grupos: modelos prenucleares (Dalton, Thomson) y modelos nucleares (Rutherford, Bohr y de orbitales). En los primeros aún no se conocía el núcleo atómico, mientras que en los segundos ya se incluye este concepto.
2. Modelos prenucleares
2.1. Modelo atómico de Dalton
El modelo de Dalton ya ha sido estudiado en la unidad 3, pero es importante que
repases los postulados en los que se basa:
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Unidad 5:
El átomo
>>La materia está formada por partículas indivisibles, denominados átomos.
>>Las sustancias que tienen todos sus átomos iguales son elementos.
>>Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas propie-
dades químicas.
Éxitos
>>Justifica por qué las sustancias se combinan entre sí sólo en ciertas proporciones
definidas: por la existencia de átomos individuales.
>>Explica cómo es posible que haya una cantidad enorme de sustancia con sólo unos
pocos constituyentes, los átomos.
>>Explica las leyes químicas de la época.
Fallos
>>Considera los átomos como indivisibles.
>>No explica fenómenos físicos tan importantes como el de la electricidad.
2.2. Modelo atómico de Thomson
Con Thomson, físico inglés de finales del siglo xix, se inició la carrera hacia el interior del átomo gracias al descubrimiento de que la electricidad está relacionada con
la materia constituyente de las sustancias. Los hechos que ponen de manifiesto esta
relación son:
>>La electrización de la materia.
>>Descomposición de algunos compuestos al paso de corriente eléctrica (electro-
lisis del agua).
>>Descargas eléctricas producidas en gases a baja presión sometidos a grandes
potenciales eléctricos.
Thomson, gracias a su famoso experimento del tubo de rayos catódicos, descubrió
el electrón en 1897. Desde este momento, el átomo deja de considerarse indivisible,
pues los electrones pueden ser arrancados del átomo. En base a este descubrimiento Thomson desarrolla su modelo atómico, que puede resumirse en los siguientes
puntos:
>>En el átomo hay partículas pequeñas con carga eléctrica, denominadas electrones.
>>El resto del átomo es una esfera sólida de carga positiva, pues el conjunto es
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neutro. Formación de iones
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Unidad 5:
Electrones (carga negativa)
-
Carga positiva
+
-
-
-
-
El átomo
-
+
-
+
+
-
Modelo atómico de Thomson.
Formación de iones
Con el modelo de Thomson se explica fácilmente cuál es el mecanismo por el que
se forman iones.
Un ión es un átomo que no es neutro, es decir, que presenta carga eléctrica. Cuando un átomo gana electrones quedará con un exceso de carga negativa, por lo
que constituirá un anión. Por el contrario, si un átomo pierde electrones habrá un
exceso de carga positiva, por lo que se formará un catión.
Éxitos
>>Primeras pruebas experimentales de la divisibilidad del átomo.
>>Justifica los fenómenos eléctricos que no tenían explicación con el modelo de Dalton.
>>Explica la existencia y formación de iones.
Fallos
>>En poco tiempo se harían numerosos experimentos que pondrían en entredicho la
idea de que el átomo es sólido.
2.3. Descubrimiento del electrón
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El descubrimiento del electrón supuso un antes y un después en el conocimiento
del átomo. El experimento de los rayos catódicos de Thomson es la base experimental del descubrimiento y con el experimento de la gota de aceite de Millikan se pudo
calcular la masa (9,1 · 10-31 kg) y la carga del electrón (1,6 · 10-19 C).
Experimento de los rayos catódicos
Thomson realizó varios experimentos para estudiar la conductividad de los gases,
lo que, como hemos visto en el párrafo anterior, le llevó a descubrir los electrones. Su
montaje consistió en un tubo cerrado de vidrio en el que se hizo el vacío y se introdujo una pequeña cantidad de gas a baja presión. Dentro del tubo colocó dos placas
metálicas llamadas electrodos.
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Unidad 5:
El átomo
vacío parcial
gas a baja presión
cátodo
–
ánodo
+
tubo de vidrio
generador de alto voltaje
Al aplicar un alto voltaje entre las placas metálicas, el gas producía una fluorescencia en la pared opuesta al electrodo negativo, el cátodo. Thomson dedujo que se emitían partículas desde el cátodo, a las cuales llamó rayos catódicos, y realizó variaciones
de su experimento antes de llegar a sus conclusiones finales.
Conclusiones
>>Los rayos catódicos tienen masa, ya que al interponer unas pequeñas aspas, estas se
mueven.
cátodo
fluorescencia
–
ánodo
+
generador de alto voltaje
>>Los rayos catódicos tienen carga negativa, pues al hacerlos pasar entre dos placas
cargadas son atraídos por la placa positiva.
cátodo
placas
-
–
ánodo
+
+
generador de alto voltaje
>>Los rayos catódicos deben estar constituidos por pequeñas partículas comunes a
toda la materia, pues al introducir distintos gases la relación carga/masa (q/m) es
constante e igual a 1,76 · 1011 C/kg. Estas partículas son los electrones.
3. Modelos nucleares
3.1. Modelo de Rutherford
Ernest Rutherford diseñó un experimento que consistía en bombardear el átomo
con proyectiles más pequeños que el propio átomo, concretamente con partículas
alfa, las cuales tienen una masa cuatro veces superior a la masa de un átomo de hidrógeno y el doble de carga positiva que el electrón.
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algaida
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Una vez descubierto el electrón, había que “mirar” dentro del átomo para saber
cómo era. Lógicamente, con nuestros ojos no podemos hacerlo, así que hubo que
pensar cómo observarlo de otro modo.
Unidad 5:
El átomo
Experimento de Rutherford
En 1911 Rutherford realizó, con ayuda del físico H. Geiger, el experimento de la
lámina de oro. Se tomó como blanco una delgada lámina de oro, también conocida
como “pan de oro”. Delante de la lámina se colocó uranio, una fuente emisora de partículas alfa, rodeado de plomo excepto por un orificio por donde salía un haz de estas
partículas. Este montaje se realizó en un ambiente de vacío, pues las partículas alfa
son rápidamente detenidas por el aire. Alrededor de la lámina de oro colocó una placa
fosforescente que centelleaba cuando una partícula chocaba contra ella. Analizando
estos centelleos observó que:
>>La gran mayoría de las partículas alfa pasaban sin desviarse.
>>Algunas partículas pasaban desviando algo su trayectoria.
>>Muy pocas, en una relación de 1 por cada 10 000, rebotaban hacia atrás.
Conclusiones
Así, según el modelo atómico nuclear de Rutherford se pueden establecer las siguientes conclusiones:
>>Gran parte del átomo está vacío (pues las partículas pasan sin desviarse).
>>Las partículas negativas y positivas en el átomo están separadas (las partículas alfa
se desvían al pasar por las proximidades de las positivas).
>>El átomo puede considerarse formado por núcleo y corteza. Entre uno y otro sólo
hay vacío.
>>El núcleo es muy pequeño (unas 10 000 veces más pequeño que todo el átomo) y
contiene casi toda la masa.
>>En el núcleo se encuentran las partículas positivas (protones) y otras partículas sin
carga (neutrones). Ambas partículas se denominan nucleones.
>>La corteza es la parte externa del átomo, y en ella se encuentran los electrones dan-
do vueltas alrededor del núcleo.
>>El número de protones y de electrones debe ser el mismo, puesto que el átomo es
neutro.
>>Los protones y neutrones tienen una masa casi idéntica y es de unas 2 000 veces la
del electrón.
Éxitos
>>Al igual que el modelo de Thomson, explica los fenómenos eléctricos.
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>>Interpreta razonablemente el experimento de la lámina de oro.
Fallos
>>Los electrones deberían ser atraídos por los protones del núcleo.
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Unidad 5:
El átomo
3.2. Modelo de Bohr
El modelo del físico danés Niels Bohr pretendía dar respuesta al principal inconveniente del modelo de Rutherford: al ser el electrón una carga eléctrica debería perder
energía por radiación y caería hacia el núcleo. Veamos en primer lugar los experimentos y hallazgos que llevaron a Bohr a proponer una solución al problema en 1913.
Los espectros atómicos
Un espectro es la luz recogida en una pantalla o placa por cualquier método, ordenada
en función de algún parámetro (longitud de onda, intensidad, etc.). Por ejemplo, al hacer
pasar luz blanca por un prisma, se puede ver un espectro continuo, pues no hay saltos,
que muestra los colores del arco iris. Por otra parte, a principios del siglo xx, se había
experimentado con la luz emitida por algunos gases al ser calentados. Los científicos descubrieron que los espectros de emisión de los átomos no son continuos, sino discretos, lo
que significa que los átomos sólo emiten energía para determinados valores. Sin embargo,
la energía que emite un átomo proviene de la pérdida de energía de un átomo excitado.
Bohr descubrió la razón de este espectro discontinuo. Los electrones dentro de la
corteza no están en un lugar arbitrario, sino que ocupan determinados lugares estables
en los que no emiten energía.
Así, las órbitas electrónicas son las trayectorias seguidas por los electrones alrededor del núcleo en las que tienen una energía concreta, que será mayor cuanto más
alejado esté del núcleo.
No obstante, los electrones pueden ir de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo
energía. Cuando un átomo se calienta, los electrones absorben energía y se excitan,
ocupando órbitas más alejadas. Si comienzan a enfriarse y medimos su espectro atómico veremos que sólo algunos valores de energía son posibles: aquellos que hacen
volver los electrones a sus órbitas originales.
Modificaciones de Bohr al modelo de Rutherford
Partiendo del modelo de Rutherford, Bohr estableció el modelo planetario del átomo:
•Los electrones sólo pueden estar en determinadas órbitas, en las cuales tienen una energía
definida.
•El átomo emite energía cuando un electrón salta de una órbita de mayor energía a otra de
menor energía.
E
Niveles energéticos
5
4
3
+
1
Espectro arbitrario respecto a saltos de
energía en líneas horizontales.
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algaida
Las líneas espectrales en los espectros atómicos coinciden con
la energía emitida al volver un
electrón de un estado de más
energía a un estado estable.
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- -
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Unidad 5:
El átomo
Éxitos
>>Consigue explicar por qué los espectros atómicos no son continuos.
Fallos
>>No explica cómo es el átomo en el espacio tridimensional.
3.3. Modelo de orbitales
Tras el modelo de Bohr y otros descubrimientos los científicos entendieron que la
energía está cuantizada, es decir, que no se transmite de forma continua sino de forma
discreta o discontinua. Por otra parte, el físico francés Luis de Broglie demostró que
toda partícula tiene asociada un comportamiento ondulatorio, lo que se conoce como
dualidad onda-corpúsculo.
Partiendo de estas ideas, el físico austriaco Erwin Schrödinger, propuso en 1927 la
ecuación ondulatoria del electrón, conocida como la ecuación de Schrödinger. Así, la
resolución de esta ecuación nos proporciona la situación del electrón en el interior del
átomo en tanto que los electrones no describen órbitas predecibles.
No obstante, podemos conocer una zona del espacio en la que hay una alta probabilidad de encontrar al electrón, llamada orbital. Los orbitales toman distintas
formas dependiendo de sus distintos niveles de energía, y se pueden clasificar en
varios tipos: s, p, d y f.
Los electrones ocuparán orbitales concretos dependiendo del número de electrones
que tenga el átomo. Cada orbital se llena por un máximo de electrones, como puedes
ver en la tabla. En el tema siguiente, veremos cómo se distribuyen los electrones alrededor del núcleo, es decir, la configuración electrónica del átomo.
Núcleo atómico y orbitales
Los orbitales son regiones en torno al núcleo atómico donde la probabilidad de
encontrar un electrón es muy elevada.
z
y
x
x
z
y
Orbital tipo p
Orbital tipo s
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z
x
y
Orbital tipo d
Orbital tipo f
algaida
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Unidad 5:
El átomo
El modelo de orbitales describe con gran precisión la estructura atómica, constituye
el modelo atómico actual y forma parte de la denominada mecánica cuántica.
Los máximos de electrones por orbital son: s, 2; p, 6; d, 10; y f, 14.
4. Átomos y elementos
En este apartado vamos a estudiar las diferencias que existen entre átomos y elementos, así como las variables (el número de partículas, la masa y la carga) que los
caracterizan.
Un átomo es el conjunto formado, como mínimo, por un protón y un electrón.
Un elemento, por su parte, se diferenciará de otro elemento por el número de
protones que contenga, es decir, dos átomos pertenecerán a un mismo elemento si
contienen el mismo número de protones, sin importar los neutrones y electrones.
Por tanto, los átomos de un mismo elemento no tienen por qué ser exactamente
idénticos, como afirmó Dalton.
4.1. El número atómico y el número másico
El número atómico (representado por la letra Z) de un átomo es el número de
protones que tiene su núcleo.
Así, podemos establecer una redefinición de elemento químico:
Un elemento es aquella sustancia compuesta por átomos con igual número atómico.
En los átomos neutros, es decir, que no han perdido ni ganado electrones, el número
atómico (Z) coincide exactamente con el número de electrones.
El número másico (representado por la letra A) de un átomo es la suma del número de neutrones y protones que contiene su núcleo.
Conocidos el número másico (A) y el número atómico (Z) es fácil calcular el número de neutrones (N), ya que basta emplear la siguiente fórmula: A = Z + N.
Representación simbólica de átomos
Número másico
Número atómico
A
X
Z
A=Z+N
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algaida
Símbolo del
elemento
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Supón que tienes un elemento X con un número másico A y un número atómico Z.
La forma en la que los científicos presentan esta información es la siguiente:
Unidad 5:
El átomo
Iones
La forma de representar los iones es mediante un superíndice a la derecha indicando el número y signo de la carga del ión. Algunos ejemplos son Fe3+ y Cl-. En el
primer caso, el átomo de hierro ha perdido 3 electrones y en el segundo caso el cloro
ha captado un electrón.
4.2. Isótopos
En la naturaleza es muy común encontrar elementos que tienen átomos con distinto
número de neutrones. Es el caso, por ejemplo, del Cl-35 y Cl-37 (el guión y el número
indican cuántos nucleones tiene el átomo en cuestión). El número atómico del cloro es Z
= 17, es decir, un átomo de cloro neutro tiene 17 protones y 17 electrones. Pero el número
de neutrones puede variar, pues en el primer caso tenemos A = 35 y en el segundo A = 37.
Cl: N = 35 - 17 = 18
37
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Cl: N = 37 = 37 - 17 = 20
35
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Este ejemplo nos permite dar la siguiente definición:
Se llaman isótopos a los átomos que tienen el mismo número atómico (Z) pero
distinto número másico (A).
La masa atómica
Puesto que las masas de los átomos son muy pequeñas, es necesario usar una unidad
nueva en base a una referencia. Esta referencia la marca el isótopo C-12, es decir, el
isótopo del carbono que contiene 12 nucleones.
La unidad de masa atómica (u) se define como la doceava parte de la masa del
C-12.
La equivalencia de la unidad de masa atómica en el SI es:
1u = 1,66 · 10-27 kg
A partir de aquí podemos definir la masa atómica de un elemento.
La masa atómica de un elemento es el número de veces que un átomo de ese
elemento contiene la unidad de masa atómica.
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Abundancia de los isótopos y masa atómica relativa
La abundancia de un isótopo es la proporción en la que se encuentra con respecto
a todos los átomos del elemento y suele expresarse en porcentaje. Si tenemos un
elemento X con “n” isótopos de masas A1, A2…An y en un porcentaje de p1, p2…p3,
la masa atómica relativa (Ar ) del elemento X se calculará mediante la expresión:
Ar (x) =
p1 · A1 + p2 · A2 + … + pn · An
100
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