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:
¡
Oxígeno
¤
Hidrógeno
Å Azufre
Para Dalton los átomos eran esferas
macizas.
ã
Cobre
l
Carbono
Representación de un cambio
químico, según Dalton:
¡
+ ¤
ð ¡ ¤
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.