Estructura Atomica

Estructura atómica

El nombre “átomo” proviene del latín “atomum”, y este del griego “ἄτομον” que significa “sin porciones, indivisible”; también se deriva de a-('no') y tómo (divisible). Los átomos son la porción más pequeña de la materia, están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza. 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.

En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas subatómicas de las que protones neutrones y electrones son las más importantes.

El protón es una partícula con carga eléctrica igual a la del electrón, pero positiva, su masa en reposo es 1.672 x 10-27 kg (equivalente a 1.00705 u).

El electrón es una partícula cargada negativamente. Su carga es de 1.602 x 10-19 culombios y su masa en reposo es de 9.11 x 10-31 kg (equivalente a 0.00055 u).

El neutrón es una partícula eléctricamente neutra, cuya masa es 1.657 x 10-27 kg (equivalente a 1.00885 u).

Se denomina número atómico “Z”, al número de protones del núcleo de un átomo, que es igual al número de electrones por ser el átomo neutro.

Se denomina número másico “A”, a la suma del número de protones y de neutrones del núcleo de un átomo.

En el núcleo del átomo se encuentran los protones y los neutrones, y en la corteza electrónica los electrones. Al ser el átomo eléctricamente neutro, el número de cargas positivas (protones) y negativas (electrones) deber ser el mismo.

La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.

Isótopos

Los átomos de un mismo elemento químico poseen el mismo número de protones y, por tanto, de electrones, pero pueden diferir en el número de neutrones.

Se denominan isótopos, a los átomos de un mismo elemento químico que, teniendo lógicamente el mismo número de protones y electrones, tienen distinto número de neutrones. Los isótopos tienen igual número de átomos (Z) y distinto número másico (A).

Teoría atómica de Dalton

En el período 1803-1808, Jonh Dalton utilizó los dos leyes fundamentales de las combinaciones químicas, es decir: la "Ley de conservación de la masa" (La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción) y la "Ley de composición constante" (Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes). Como base de una teoría atómica.

La esencia de la teoría atómica de la materia de Dalton se resume en tres postulados:

1) Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indestructibles denominadas átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse durante una reacción química.

2) Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras propiedades, pero los átomos de un elemento son diferentes de los del resto de los elementos.

3) En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una proporción numérica sencilla: así por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB), o un átomo de A con dos átomos de B (AB2).

La teoría atómica de Dalton condujo a la "Ley de las proporciones múltiples", que establece lo siguiente:

Si dos elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.

Thomson propuso, en 1898, un modelo de átomo que hubo de ser abandonado rápidamente. Consideraba al átomo como una esfera cargada positivamente, en cuya superficie se encontraban los electrones neutralizando las cargas positivas.

Los trabajos posteriores de Rutherford, Bohr, Sommerfeld, Zeeman, Schrödinger, Heisenberg, Pauli y otros han permitido configurar las ideas actuales sobre el átomo.

Modelo atómico de Thomson

Los experimentos de Thomson sobre los rayos catódicos en campos magnéticos y eléctricos dieron pie al descubrimiento del electrón e hizo posible medir la relación entre su carga y su masa; el experimento de gota de aceite de Millikan proporcionó la masa del electrón; el descubrimiento de la radioactividad (la emisión espontánea de radiación por átomos) fue una prueba adicional de que el átomo tiene una subestructura. Una vez considerado el electrón como una partícula fundamental de la materia existente en todos los átomos, los físicos atómicos empezaron a especular sobre cómo estaban incorporadas estas partículas dentro de los átomos.

El modelo comúnmente aceptado era el que a principios del siglo XX propuso Joseph John Thomson, quién pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban embebidos los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva.

Modelos Atómicos

La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por los datos experimentales. El modelo de Rutherford, en el que los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los resultados de experimentos de dispersión, pero no el motivo de que los átomos sólo emitan luz de determinadas longitudes de onda (emisión discreta). Bohr partió del modelo de Rutherford pero postuló además que los electrones sólo pueden moverse en determinadas órbitas; su modelo explicaba ciertas características de la emisión discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en otros elementos. El modelo de Schrödinger, que no fija trayectorias determinadas para los electrones sino sólo la probabilidad de que se hallen en una zona, explica parcialmente los espectros de emisión de todos los elementos; sin embargo, a lo largo del siglo XX han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para explicar otros fenómenos espectrales.

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