LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO 1 1.- EL ÁTOMO EN LA ANTIGÜEDAD Los filósofos griegos discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia y concluyeron que el mundo era más simple de lo que parecía. Algunas de sus ideas de mayor relevancia fueron: En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un sólo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división"). La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse en: 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles. 2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño. 3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos. En el siglo V a. C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego. Aristóteles (siglo IV a.c.), defiende la teoría de Empédocles de los cuatro elementos, pero niega la existencia del átomo, idea que se mantuvo durante los siguientes 2000 años. 2- LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito. Según la teoría de Dalton Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas átomos. De la teoría atómica de Dalton se pueden obtener las siguientes definiciones: - Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. - Un elemento es una sustancia pura que está formada por átomos iguales. - Un compuesto es una sustancia que está formada por átomos distintos combinados en una relación numérica sencilla y constante. 3.- EL ÁTOMO ES DIVISIBLE Una vez aceptada la teoría atómica de la materia, los fenómenos de electrización y electrólisis pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la materia y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado por otras partículas fundamentales más pequeñas.
4.- MODELOS ATÓMICOS 2 4.1.- Modelo atómico de Thomson Por ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J. J. Thomson supuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondía a la carga positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones (como las pasas en un pudin). 4.2.- Modelo atómico de Rutherford - El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y casi toda la masa. - La carga positiva de los protones del núcleo se encuentra compensada por la carga negativa de los electrones, que están fuera del núcleo. - El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones del átomo. - Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo y están separados de éste por una gran distancia. 4.3.- Los neutrones La masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partículas subatómicas en el núcleo de los átomos. Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones. Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón. 4.4.- Estructura del átomo Según esto, el átomo quedó constituido así: - Una zona central o NÚCLEO donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y los neutrones. - Una zona externa o CORTEZA donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo.
Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo, por lo que el conjunto del átomo es eléctricamente neutro. 3 5.- IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya que éste es fijo para los átomos de un mismo elemento. Por ejemplo: Todos los átomos de hidrógeno tienen 1 protón en su núcleo, todos los átomos de oxígeno tienen 8 protones en su núcleo, todos los átomos de hierro tienen 26 protones en su núcleo,..., y esto permite clasificarlos en la tabla periódica por orden creciente de este número de protones. Número atómico: Es el número de protones de un átomo. Se representa con la letra Z y se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: X. Z o Ejemplos: 1 H, 8 O, 26 Fe. Número másico: Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se representa con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento: A X. o Ejemplos: 1 H, 8 O, 26 Fe. De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo: 3 1 H -----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3-1 = 2 neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón. Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el átomo fuese neutro. - Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que aparezca con la carga positiva: 25 12 Mg+2 -----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12 protones, 25-12 = 13 neutrones y, al ser positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendría neutro: 12-2 = 10 electrones.
4 - Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que aparezca con la carga negativa: 19 9 F-1 -----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9 protones, 19-9 = 10 neutrones y, al ser negativo, tendrá 1 electrón más de los que tendría si fuese neutro: 9 + 1 = 10 electrones. 5.1.- Isótopos A comienzos del siglo XX se descubrió que no todos los átomos de un mismo elemento tenían la misma masa. Es decir, el número de neutrones puede variar para átomos del mismo elemento. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico, pero distintos números másicos. Es decir, tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. Ejemplo: El elemento hidrógeno, cuyo número atómico es 1 (es decir, que posee un protón en el núcleo), tiene 3 isótopos en cuyos núcleos existen 0, 1 y 2 neutrones, respectivamente. 5.2.- Masa atómica relativa La masa atómica relativa de un elemento es la que corresponde a uno de sus átomos y equivale prácticamente a la suma de las masas de sus protones y neutrones, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse. Así, la mayor parte de la masa del átomo se encuentra en el núcleo. Como la unidad de masa en el SI, el kilogramo, es demasiado grande se ha buscado una unidad del tamaño de los átomos de la siguiente forma: - Se ha escogido el átomo de carbono-12 ( 12 C) como átomo de referencia. - Se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya que tiene 6 protones y 6 neutrones. - La unidad de masa atómica (uma) es la 1/12 parte de la masa del átomo de carbono-12. La masa de un átomo medida por comparación con la masa del carbono-12 se llama masa atómica. Se encuentra recogida en la tabla periódica su valor para cada elemento.
5.3.- Isótopos y masa atómica 5 Como hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales. La mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos y esto hay que tenerlo en cuenta para calcular la masa atómica. La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Por eso, la masa atómica de un elemento no es un número entero). Ejemplo: El cloro tiene 2 isótopos, 35 Cl y 37 Cl, que se presentan en la naturaleza con una 17 17 abundancia del 75,5 % y del 24,5 %, respectivamente. La masa atómica del cloro será la media ponderada: 35 75,5/100 + 37 24,5/100 = 35,5 uma. 6.- EL MODELO ATÓMICO DE BOHR En 1913, el físico danés Niels Bohr formuló una hipótesis sobre la estructura atómica. Sus postulados eran: 1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares. El electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo. 2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía. 3) Cada órbita se identifica mediante el número n que toma valores de 1 en adelante. 7. LA DISTRIBUCIÓN DE ELECTRONES Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Hacia 1916 Sommerfeld introdujo modificaciones al modelo de Bohr. - Los electrones se mueven en órbitas circulares o elípticas - Tanto en núcleo como los electrones se mueven alrededor del centro del sistema. - A partir del segundo nivel de energía existen dos o más subniveles en el mismo nivel. - El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce como estructura o configuración electrónica del elemento. 6 NIVEL ORBITAL Nº ELECTRONES n=1 s 2 n=2 (8e - ) n=3 (18e - ) n=4 (32e - ) s 2 p 6 s 2 p 6 d 10 s 2 p 6 d 10 f 14 8. ELECTRONES DE VALENCIA Los electrones de valencia son aquellos ocupan los niveles de mayor energía (los más alejados del núcleo) en orbitales semillenos y que participan en la formación de enlaces entre átomos para formar moléculas. Estos enlaces se pueden formar mediante compartición de pares o por cesión y/o ganancia de electrones. Mediante la formación de un enlace los átomos consiguen mayor estabilidad al llenar los orbitales que estaban incompletos. Comúnmente se denominan valencias y la cantidad de valencias que tenga un átomo indica el número de posibles enlaces que podrá formar ese átomo con otros átomos.