Estructura Atómica

ESTRUCTURA ATÓMICA

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

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

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

El neutrón es una partícula eléctricamente neutra, cuya masa es 1.675*10-27 kg (equivalente a 1.00885 u).

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

Se denomina numero másico, A, a la suma del numero 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 numero de cargas positivas (protones) y negativas (electrones) deber ser el mismo.

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.

ISÓTOPOS.

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

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

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.

El átomo de Rutherford

El modelo atómico elaborado por Rutherford surge como consecuencia de las experiencias realizadas bombardeando laminas metálicas muy finas con partículas alfa (núcleos de helio). Observo que casi todas las partículas alfa atravesaban las laminas metálicas sin sufrir ninguna desviación, solo unas pocas sufrían pequeñas desviaciones y un numero muy pequeño de ellas (aproximadamente 1 de cada 100,000) se reflejaban en la lamina. Estecomportamiento le llevo a proponer:

El núcleo es la parte del átomo en la que se encuentra localizada casi toda la masa del átomo y toda la carga positiva. Alrededor del núcleo y a gran distancia, comparada con las dimensiones del mismo, gira el electrón, de forma que su fuerza centrífuga compensa la atracción electrostática que sufre por parte del núcleo.

El átomo de Bohr

Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr. Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los "últimos" electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químico del átomo.

Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones.

Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla periódica.

Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una

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