Concepto del átomo
Aristóteles (384-322 a.c.) creía que la materia era contínua y podía dividirse interminablemente en porciones más pequeñas. Aristóteles pensaba que toda la naturaleza estaba compuesta de cuatro elementos: Tierra, Aire, Agua y Fuego.
En el siglo V a.c., los filósofos griegos Demócrito y Leucipo planteaban que las gotas de agua debían estar compuestas por unas partículas indestructibles, es decir, que no se podían dividir. A esta partícula se le denominó átomo (sin división). De acuerdo a estas ideas, al someter a divisiones sucesivas cualquier tipo de materia se llegaría siempre al átomo, una partícula indivisible.
Teoría atómica de John Dalton
La ley de conservación de la masa de Lavoisier y la ley de las proporciones definidas de Proust fueron confirmadas por experimentos de laboratorio. John Dalton propuso un modelo a partir de estos datos experimentales. Además de la ley de Proust ("un compuesto contiene elementos en ciertas proporciones definidas"), Dalton propuso la ley de las proporciones múltiples, que consistía en que ciertos elementos se combinan en más de un conjunto de proporciones. Si dos elementos forman un compuesto, las diferentes masas de un elemento de uno de esos elementos que se combinan con una masa fija de un segundo elemento guardan entre sí una proporción sencilla de números enteros.
Las ideas principales de su teoría atómica son las siguientes:
a) Todos los elementos se componen de átomos. No se crean ni destruyen durante las reacciones químicas.
b) Todos los átomos de un elemento son iguales, pero los átomos de un elemento difieren de los átomos de otros elementos.
c) Se forman compuestos cuando los átomos de elementos diferentes se combinan en proporciones fijas y pequeñas de números enteros.
d) Cuando dos elementos se combinan, cada compuesto tiene una proporción de átomos diferente, pero definida, en números enteros.
e) En una reacción química, los átomos se reordenan para formar sustancias nuevas.
No pasó mucho tiempo para que se encontrara que el modelo de Dalton era insatisfactorio. William Nicholson y Anthony Carlisle demostraron la electrólisis del agua y como consecuencia demostraban que el agua interactuaba con la electricidad y el modelo de Dalton no era capaz de explicar estas observaciones.
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Williams Crookes
Williams Crookes (1832-1919) llevó a cabo estudios en un tubo de vidrio al vacío, en el cual se habían insertado en los extremos unos electrodos. Al conectar los electrodos a una fuente de voltaje, uno de ellos adquiere carga positiva (ánodo o electrodo positivo) y el otro una carga negativa (cátodo o electrodo negativo). Al aplicar un alto voltaje, el tubo de vidrio al vacío comenzaba a emitir una luz. Esta luz se desviaba al colocar un imán cerca de él. Estaba convencido de que este haz luminoso, que ahora conocemos como rayo catódico, estaba formado por partículas con carga. ¿Qué eran estos rayos catódicos?...
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Joseph Thompson
Joseph Thompson (1856-1940) obtuvo la respuesta; demostró que los rayos catódicos se desviaban en un campo eléctrico. Los rayos que viajaban del cátodo (placa negativa) al ánodo eran atraídos por la placa positiva y repelidos por la negativa. Un irlandés llamado G.J.Stoney les dio el nombre de electrones. Aunque Thomson no consiguió medir la carga ni la masa del electrón, si logró medir la relación carga-masa (e/m) = -1.76 x 10(8) Coulombs/gr. Thomson demostró que este rayo catódico viaja en línea recta, se desvía hacia una placa positiva, dando prueba de su carga negativa y que transfería energía cinética a unas aspas, lo que implicaba la presencia de una partícula con masa. Además demostró que las propiedades de los rayos catódicos son iguales sin importar el metal de que se hubiese hecho el cátodo.
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Eugene Goldstein
Eugen Goldstein (1886) llevó a cabo experimentos con el tubo de Crookes, con la diferencia que llevaba un cátodo metálico lleno de orificios. Goldstein observó no sólo la corriente de electrones emitidos por el cátodo, sino además unos rayos positivos (rayos canales) en la región detrás del cátodo. Estas cargas positivas se desprenden por el choque de los electrones con los gases neutros. Goldstein demostró que estas partículas tenían carga positiva. Más tarde se demostraría que corresponden a los protones.
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Robert Millikan
Robert Millikan (1909) estableció la carga del electrón. Se uso una cámara atomizadora para rociar una niebla de aceite. Cuando una gotita de aceite caía a través de un orificio hasta la cámara inferior, recogía electrones producidos irradiando el aire con rayos X. El movimiento de la gota con carga negativa que caía se podía retardar o detener, ajustando la fuerza eléctrica de placas en extremos opuestos. Millikan pudo calcular la cantidad de carga de una gota porque conocía la magnitud de la fuerza eléctrica de las placas y podía conocer la masa de la gota. Millikan demostró que si bien la carga eléctrica de una gota no era siempre la misma, era un múltiplo de -1.6 x 10-19 coulomb. Dedujo que este valor es la carga del electrón. Así, se tenía la relación carga/masa y la carga, entonces se podía calcular la masa del electrón (= 9.11 x 10-28 gr.).
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James Chadwick
James Chadwick (1932) descubrió el neutrón, una partícula con la misma masa del protón, pero sin carga eléctrica. Chadwick peso independientemente un volumen de gas hidrógeno y un volumen de gas helio, y se percató que el He que tenía sólo dos protones debía pesar el doble que el hidrógeno que tenía un solo protón; sin embargo los resutados experimentales mostraron que el helio pesaba cuatro veces el hidrógeno. Su propuesta fue que el exceso de masa del helio, se debía a que tenían que existir otras dos partículas que aportaran a la masa pero que no afectaran la carga del átomo. Estas dos partículas eran los neutrones. Recordemos que el núcleo del helio era el doble de carga que el de hidrógeno pero 4 veces más pesado que este.
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Antoine-Henri Becquerel y la radiactividad
Antoine Becquerel estudiaba la fluorescencia, un fenómeno que se produce cuando ciertas sustancias químicas emiten luz al exponerse a los rayos solares. Becquerel se preguntó si la fluorescencia podía tener alguna relación con los rayos X. En una oportunidad en su laboratorio, luego de que una muestra de uranio estuvo brevemente expuesto a la luz solar, el experimento se vio interrumpido por unos días nublados, por lo cual Bequerel puso la placa fotográfica y el mineral en un cajón. Días más tarde cuando concluyó el experimento y reveló la placa, esta estaba velada debido a la muestra de uranio. Nuevos experimentos demostraron que la radiación provenía del mineral de uranio. Marie Sklodowska Curie llamó a este fenómeno radioactividad.
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Wilhelm-Conrat Roentgen (1845-1923) y los Rayos X
Wilhelm Roentgen (1895) trabajando en un cuarto oscuro con sustancias que emitían luz al ser expuestas a los rayos catódicos, observó esta luminosidad en una hoja de papel fotográfico. El papel fotográfico se velaba aún cuando el emisor de radiación estaba en la pieza de al lado. Roentgen había descubierto un nuevo rayo capaz de atravesar paredes. Esta radiación se desprendía del ánodo siempre que el tubo de rayos catódicos funcionara. Una leve onda de radiación ionizante penetraba en los tejido humanos para revelar la sombra de los huesos. Cuando publicó sus hallazgos, llamó a la extraña lux "X", el símbolo matemático de una variable desconocida. El Rayo X tuvo un éxito inmediato.
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Ernst Rutherford
Rutherford hizo pasar la radiación a través de un campo magnético intenso, observó que los rayos se separaban en distintas direcciones. Los rayos alfa tienen carga doblemente positiva, se desvían hacia la placa negativa y su masa resultó ser 4 veces mayor que la del hidrógeno. Los rayos beta eran idénticos a los rayos catódicos, que son una corriente de electrones con carga -1. Los rayos gamma, no son desviados por el campo magnético, no tienen masa ni carga.
Rutherford encargó a una estudiante Earnest Marsden que investigará el efecto de las partículas alfa sobre hojas metálicas delgadas de diversos grosores. Pocos días después descubrieron que al usar láminas de oro, la mayor parte de los electrones atravesaban la lámina metálica y una pocas se desviaban. Rutherford reconoció lo increíble, pero sólo dos años después había llegado a la conclusión de que toda la carga positiva y prácticamente toda la masa del átomo estaba en un núcleo muy pequeño. Los electrones giraban en una orbita alrededor del núcleo dejando un espacio libre que explica el paso sin problemas de las partículas alfa a través de los átomos (modelo planetario).
Entre las cosas sin responder estaba la observación de que el núcleo del helio era el doble más grande que el de hidrógeno pero 4 veces más pesado que este.
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Experimento de Rutherford y Marsden
Con nucleos de helio (He) proveniente de un material radiactivo encerrado en un contenedor de plomo, se bombardeó una lámina de oro (Au) en el que supuestamente habían átomos como los del modelo de Rutherford. Los resultados obtenidos sugerían que los átomos eran como invisibles, ya que la emisión de protones seguía un camino recto, dejando una marca en la pantalla fluorescente. Una fracción muy baja rebotaba en los átomos de la lámina de la lámina de oro. La interpretación decía que los núcleos de helio pasaban a través de un átomo vacío, con un núcleo compacto y pesado central y los electrones que orbitaban a alguna distancia a su alrededor. Estas observaciones e interpretaciones permitió cambiar el modelo de Thomson a un modelo planetario con un nucleo y electrones orbitando a una cierta distancia. Los núcleos bombardeados en su mayoría penetraban por entre el núcleo y el orbital y sólo unos pocos chocaban con el núcleo mismo que rebotaban por repulsión electrostática.
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Modelo de Bohr
Al elevar la temperatura de un elemento en particular, éste emite una radiación característica. Niels Bohr no podía interpretar este experimento con el modelo de Rutherford, y por eso propuso un nuevo modelo atómico. El modelo consistía en agregar varios orbitales en lugar de uno solo como lo definía Rutherford. La energía entregada exitaba a los electrones y los hacia saltar a niveles más externos. Al dejar de exitar a los electrones, estos volvían a su nivel inferior y emitian una radiación. El salto de los electrones de una orbita de mayor a otro de menor energía era lo que explicaba la luz. Posteriormente en el trabajo de observación con espectroscopios, se observó que cada vez que a un elemento se le aporta energía, las líneas del espectro (luz emitida al rojo vivo) eran en realidad dos o más líneas muy juntas. Para poder explicar esto, Sommerfeld supuso que cada nivel de energía estaba formado por una serie de subniveles muy próximos entre sí. Los subniveles de energía se representan por las letras s, p, d y f. En el primer nivel hay un subnivel (1s); en el segundo nivel hay dos subniveles (2s y 2p); en el tercer nivel hay tres subniveles (3s, 3p y 3d); en el cuarto nivel hay cuatro subniveles (4s, 4p, 4d y 4f); etc. El número máximo de electrones en cada subnivel es 2 en el "s", 6 en el "p", 10 en el "d" y 14 en el "f".
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Isótopos
Los isótopos son átomos de la misma clase (igual número de protones), pero que difieren en el número de neutrones, y por lo tanto con más protones son más pesados. Ejemplo de ello son el hidrógeno (cero neutrones), deuterio (un neutrón) y tritio (dos neutrones).
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Calculo de la masa atómica promedio
La masa de un átomo se obtiene sumando el peso de cada protón y neutrón de un elemento en particular. Los electrones son muy livianos, casi 2000 veces más liviano que un protón y por lo tanto la masa de un elemento depende casi exclusivamente de su núcleo. Sin embargo la masa atómica o peso atómico en la tabla periódica trae un numero con decimales debido a que ese valor es el promedio ponderado de todos los isótopos de ese elemento. En la foto se muestra como calcularlo.
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Número atómico y número másico
El número atómico está representado por la letra Z y significa el número de protones presentes en el núcleo. Este número es característico de cada elemento y si llegase a cambiar, cambia el elemento mismo. Los elementos estables van desde un Z=1 para el caso del hidrógeno a Z= 92 en el caso del uranio.
El número másico representa a los protones y neutrones del núcleo. Ambos pesan exactamente igual y por lo tanto manifiestan casi la totalidad del peso de un átomo. El peso de un electrón es alrededor de 1860 veces menos que un protón o un neutrón y por eso mismo se puede despreciar el peso de los electrones.
m átomo = m protones + m neutrones.
Algunas ecuaciones utiles son:
Z = p+
A = Z + N (siendo N el número de neutrones en el núcleo)
N = A - Z
Z = A- N
Para un átomo neutro existe igualdad entre el número de protones del núcleo y los electrones de la órbita. Si tenemos un catión (ión positivo, X+), significa que ha perdido algunos electrones. Si tenemos un anión (ión negativo, X-), significa que ha ganado algunos electrones. Así:
a) el número de electrones será Z + el valor del anión (e = Z+ valor catión)
b) el número de electrones será Z - el valor del catión (e = Z - valor anión)
