El átomo. Índice. 2. Modelos prenucleares. Contenidos Modelos atómicos Modelo atómico de Dalton

Transcripción

1 5 El átomo Contenidos Índice Estructura interna del átomo: modelos atómicos Modelos prenucleares Modelos nucleares 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 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 m. 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: 1

2 > > 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 propiedades 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 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 (electrolisis 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 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 neutro. Formación de iones 2

3 Carga positiva Electrones (carga negativa) 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 Descubrimiento del electrón 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, kg) y la carga del electrón (1, 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. 3

4 cátodo vacío parcial gas a baja presión ánodo generador de alto voltaje tubo de vidrio 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 generador de alto voltaje ánodo > > 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, C/kg. Estas partículas son los electrones. 3. Modelos nucleares 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 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. 4

5 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 10000, 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 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 dando 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 2000 veces la del electrón. Éxitos > > Al igual que el modelo de Thomson, explica los fenómenos eléctricos. > > Interpreta razonablemente el experimento de la lámina de oro. Fallos > > Los electrones deberían ser atraídos por los protones del núcleo. 5

6 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 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 Espectro arbitrario respecto a saltos de energía en líneas horizontales. 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. 6

7 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 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 ondacorpúsculo. 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 z x y Orbital tipo d Orbital tipo f 7

8 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, 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 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 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: Número másico Número atómico A X Z A = Z N Símbolo del elemento 8

9 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 Fe 3 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 Isótopos En la naturaleza es muy común encontrar elementos que tienen átomos con distinto número de neutrones. Es el caso, por ejemplo, del Cl35 y Cl37 (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 = Cl: N = = 18 35Cl: N = 37 = = 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 C12, 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 C12. La equivalencia de la unidad de masa atómica en el SI es: 1u = 1, 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. 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 A 1, A 2 A n y en un porcentaje de p 1, p 2 p 3, la masa atómica relativa (A r ) del elemento X se calculará mediante la expresión: A r (x) = p 1 A 1 p 2 A 2 p n A n 100 9