Átomos y elementos químicos (página 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.

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

? 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