Descubrimiento de las partículas que componen el átomo






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fecha de publicación16.08.2015
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EL ÁTOMO. Física y química 4º ESO

  1. INTRODUCCIÓN


En el siglo V a.C. Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de materia con el nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”.
La teoría de Demócrito y Leucipo, en el siglo V antes de Cristo era, sobre todo, una teoría filosófica, sin base experimental. Y no pasó de ahí hasta el siglo XIX. En el año 1808 John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y Demócrito.
En esta unidad estudiaremos cuáles han sido los modelos atómicos empleados a lo largo de la historia y cómo el desarrollo del concepto de átomo fue difícil y laborioso. Podremos entender cómo y por qué se fueron modificando las ideas sobre la constitución del átomo a medida que se sabía más sobre el comportamiento de las sustancias. Así, muchas veces la aceptación de nuevas teorías solo fue posible tras largas discusiones entre científicos con distintas opiniones, hasta llegar a las teorías actuales.
Por último, conoceremos cuáles son las partículas constitutivas del átomo y cómo se distribuyen en él. Además, estudiaremos la forma en que se unen los átomos para dar lugar a las distintas sustancias que conocemos y podremos explicar cómo el comportamiento químico y físico de las mismas depende de la manera en cómo se unen los átomos.


  1. ESTRUCTURA ATÓMICA.


▪ En 1808 J. Dalton formula su teoría atómica que podemos resumir en los siguientes puntos:


  • La materia estaba formada por átomos que eran partículas indivisibles y sin carga.

  • Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades.

  • Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y propiedades.

  • Los átomos se combinan en proporciones sencillas para formar <>.


▪ Sin embargo, a lo largo del siglo XIX ciertos experimentos pusieron en evidencia que la materia podía ganar o perder cargas eléctricas. Al estudiar los fenómenos eléctricos se llegó a la conclusión de que la teoría de Dalton era errónea y, por tanto, debían existir partículas más pequeñas que el átomo, que serían las responsables del comportamiento eléctrico de la materia.
Descubrimiento de las partículas que componen el átomo
El electrón

Al estudiar los fenómenos eléctricos se llegó a la conclusión de que la teoría de Dalton era errónea y, por tanto, debían existir partículas más pequeñas que el átomo, que serían las responsables del comportamiento eléctrico de la materia.

El físico J. J. Thomson realizó experiencias en tubos de descarga de gases y observó que se emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el positivo, los llamó rayos catódicos.

Al estudiar las partículas que formaban estos rayos se observó que eran las mismas siempre, cualquiera que fuese el gas del interior del tubo. Por tanto, en el interior de todos los átomos existían una o más partículas con carga negativa llamadas electrones.

El protón

El físico alemán D. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales.

El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y no del electrodo positivo.

Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.


El neutrón

Mediante diversos experimentos se comprobó que la masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, el físico E. Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partícula subatómica en el núcleo de los átomos.

Estas partículas se descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener carga eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento.

Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.


PARTÍCULAS ELEMENTALES DEL ÁTOMO

Partícula

Símbolo

Masa

Carga

Electrón

e-

9,11·10-31 kg

- 1,6·10-19 C

Protón

p+

1,673·10-27 kg

+ 1,6·10-19 C

Neutrón

n

1,675·10-27 kg

0












Hoy día sabemos, además, que en el átomo hay otras partículas más pequeñas, llamadas quarks, que forman los protones y neutrones.


  1. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS


Después de comprobar que el átomo no era indivisible, como suponía Dalton, los científicos diseñaron modelos atómicos que les permitió imaginar cómo serían los átomos y cómo se distribuían en ellos los protones, neutrones y electrones.

Para ello realizaron diversas experiencias, pero los resultados de algunas de ellas demostraron que los modelos atómicos no eran los adecuados y hubo que modificarlos.


Modelo de Thomson




Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico J. J. Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía 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, más o menos como las uvas pasas en un pudín.

Este modelo del “pudin de pasas” era bastante razonable y fue aceptado durante varios años, ya que explicaba varios fenómenos, por ejemplo los rayos catódicos y los canales.

Modelo de Rutherford




- El átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo (aportada por los protones y neutrones). Además presenta una zona externa o corteza donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo.

- La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones.

- El átomo estaba formado por un gran espacio vacío, ocupado por electrones que giran a gran velocidad alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño.




  1. MODELO ATÓMICO DE BOHR.

Espectros atómicos

Hacia tiempo que se sabía la existencia de los espectros.

Al hacer pasar la luz del Sol por una rendija muy estrecha y a continuación por un prisma, se observa una imagen con los colores del arcoíris. Esto es debido a que se produce el efecto llamado dispersión de la luz que consiste en la separación de las distintas longitudes de onda que forman el rayo incidente.

Así pues, la luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos espectro continuo. Se le llama así porque contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que lo integran, fig. (a).

Diversos estudios demostraron que cuando se suministraba energía (térmica, eléctrica, etc) a los átomos de un elemento en estado gaseoso estos emiten luz. Dicha emisión procede del movimiento de los electrones en la corteza.

Esto permitió que estudiando el espectro de la luz emitida se pudiera deducir la disposición de los electrones en la corteza. Se trataba de espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas, más o menos separadas, que corresponden a emisiones de solo determinadas longitudes de onda.

Así por ejemplo, si se prepara una disolución de cloruro de sodio y se coloca una gota en el extremo de un hilo de níquel, al ponerla en la llama del mechero Bunsen se observa una luz de color amarillento.

Si se hace pasar esa luz amarilla a través de un prisma y se recoge sobre una pantalla, puede observarse un conjunto de rayas luminosas específicas del sodio. Ese conjunto de rayas se denomina espectro de emisión del sodio, fig (b).



Fig (a) Difracción de la luz blanca Fig (b) Espectro de emisión del sodio
Cada elemento químico tiene su espectro de emisión característico
Modelo de Bohr y sus limitaciones

El modelo se basaba en tres postulados:

▪ El electrón gira en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija.

▪ Solo existen órbitas en las que los electrones tienen valores de energía determinados. Por eso, a las órbitas se les denomina niveles de energía (designados con la letra n = 1, 2, 3, ...)

La energía es mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo (E3 > E2 > E1).

▪ Cuando el electrón alcanza la suficiente energía (se le suministra) salta de una órbita a otra superior y cuando deja de recibir esa energía regresa a la orbita primitiva y emite la energía que le sobra en forma de luz.






Para Bohr el número de electrones que ocupa cada nivel está limitado:
La 1ª capa puede contener como máximo 2 electrones

La 2ª capa puede contener como máximo 8 electrones

La 3ª capa puede contener como máximo 18 electrones

La 4ª capa puede contener como máximo 32 electrones





Los electrones se colocan ocupando el primer nivel de energía que esté libre hasta que este se llene.



El modelo de Bohr también resultó incompleto:

  • No precisaba dónde se encuentra cada electrón de un átomo.

  • Solo explicaba bien la estructura de la corteza electrónica del átomo de hidrógeno y justificaba el espectro atómico de este elemento.

(Recuerda que el H solo tienen 1 electrón en su corteza).

Sin embargo, no explicaba bien los espectros de átomos con mayor número de electrones. Por ello, fue necesario suponer la existencia de más niveles de energía en sus cortezas (subniveles de energía).

Niveles y subniveles energéticos

Se utilizaron equipos espectrales de mayor resolución y los científicos se percataron de que algunas rayas de los espectros que parecían sencillas en realidad eran dobletes o tripletes.

Hidrógeno Litio Nitrógeno Iodo

(Para cada elemento el esquema de arriba muestra el espectro de absorción)

Estos hechos, junto con las limitaciones del modelo de Bohr, hizo que el físico alemán A. Sommerfeld supusiera que cada nivel de energía estaba a su vez subdividido en un conjunto de subniveles de energía muy próximos entre si. Sommerfeld establece que cada nivel tiene tantos subniveles como indica su número y podía albergar un número máximo de electrones como ya había establecido Bohr.

nivel

nº subniveles

Denominación de los subniveles

(el superíndice corresponde al nº de electrones en cada subnivel)

n = 1

uno

1s2

n = 2

dos

2s2 y 2p6

n = 3

tres

3s2, 3p6 y 3d10

n = 4

cuatro

4s2, 4p6, 4d10 y 4f14




  1. CONSTITUCIÓN DE UN ÁTOMO. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

Aunque los primeros modelos atómicos no fueron definitivos, ya daban una idea bastante aproximada de cómo están constituidos los átomos.

● El átomo es una estructura con un núcleo muy pequeño en relación con el tamaño total del átomo.

● En el núcleo se encuentran los protones y neutrones.

● Alrededor de este núcleo se mueven los electrones a una distancia del núcleo muy grande en comparación con el tamaño de este. Es decir, la mayor parte del átomo está vacía.

El número de protones que hay en un núcleo atómico se denomina número atómico y se representa mediante la letra Z:

Z = número de protones

El número total de protones y neutrones que hay en un núcleo atómico se denomina número másico y se representa mediante la letra A:

A = número de protones + número de neutrones

Lógicamente, la diferencia entre el número másico y el número atómico es igual al número de neutrones del núcleo:

A – Z = número de neutrones

En un átomo neutro el número de protones es el mismo que el número de electrones.

Por tanto, Z también representa el número de electrones de un átomo neutro.

Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo Z, es decir, tienen el mismo número de protones.


A

X

Z


Para representar un átomo se utiliza un símbolo (X) y los números Z y A:

A partir de los números Z y A podemos conocer muchos datos de los átomos. Por ejemplo:


23

Na

11

nombre

nº atómico

nº másico

nº protones (p+)

nº electrones (e-)

nº neutrones (n)

sodio

11

23

11

11

A – Z = 23 – 11 = 12




Dpto. de Física y química. Profesora: M. Rosa Pagán


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