Teorías atómicas

Teorías atómicas
En 1803, Dalton (1766-1844) formula su teoría atómica, con la que trataba de explicar
las leyes químicas conocidas hasta esta fecha. Dicha teoría fue admitida por los
hombres de ciencia hasta principios del siglo XX, en que, como consecuencia de
nuevos descubrimientos, surgió la necesidad de desarrollar nuevas teorías.
Teoría atómica de Dalton
La teoría atómica de Dalton se resume en los siguientes puntos:
La materia es discontinua. Está formada por partículas materiales independientes
llamadas átomos, los cuales son indivisibles.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí tanto en masa como en
propiedades físicas y químicas.
Los átomos de elementos diferentes son distintos en cuanto a masa y demás
propiedades.
Los compuestos se forman por la unión de átomos de los elementos
correspondientes, en una relación numérica sencilla.
Modelo atómico de Thomson
El modelo atómico de Thomson (1856-1940) postula que el átomo se compone de una
esfera cargada positivamente en la que reside la mayor parte de la masa del átomo y
sobre la cual se incrustan los electrones.
Modelo atómico de Thomson.
Modelo atómico de Rutherford
Según el modelo atómico de Rutherford (1831-1937), el átomo está formado por una
esfera en la que se concentra casi toda la masa del sistema (protones y neutrones) y
en torno a la cual giran unas partículas (electrones) de la misma manera que lo hacen
los planetas en torno al Sol.
Los protones del núcleo se encuentran cargados positivamente y los electrones
negativamente.
Modelo atómico de Rutherford.
Modelo atómico de Bohr
Para Bohr (1885-1962), el átomo está constituido de la siguiente forma:
En el centro del mismo se ubica el núcleo, pequeña región del átomo donde residen
la casi totalidad de su masa y la carga positiva. El número de cargas positivas del
núcleo (protones) coincide con el número atómico del elemento.
En torno al núcleo giran los electrones (en número igual al de protones y al número
atómico), portadores de la carga negativa, describiendo órbitas circulares.
Los electrones mientras giran en su órbita no emiten radiaciones. Cuando saltan a
una órbita más cercana al núcleo emiten radiación energética, y cuando pasan a
una órbita superior la absorben.
Las modernas teorías atómicas
Hacia 1920, como consecuencia del estudio de los espectros de elementos con gran
número de electrones, se dudó de la bondad de la teoría de Bohr.
Sommerfeld (1868-1951) descubrió que la teoría de Bohr era incompleta, pues las
órbitas electrónicas también podían ser elípticas. Modificó los postulados de éste,
afirmando que las órbitas descritas por los electrones dentro de un nivel energético
definido podían ser circulares o elípticas, lo que supone diferencias en los estados
energéticos de los electrones (subniveles energéticos).
Posteriormente se dedujo que el movimiento de los electrones no se desarrolla en
órbitas bien definidas, sino que describe un movimiento complejo.
El movimiento del electrón describe órbitas complejas, con lo cual existe la
probabilidad de encontrarlo en una posición determinada. Las zonas donde
«probablemente» se encuentra el electrón reciben el nombre de orbitales.
Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la
antigua Grecia, la palabra "átomo" se empleaba para referirse a la parte de materia
más pequeño que podía concebirse. Esa "partícula fundamental", por emplear el
término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo
significa en griego "no divisible". El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo
avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular
sobre él.
Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII (véase química), los
avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta
muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus
constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía
de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida
como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases
nitrógeno y oxígeno.
Teoría de Dalton
John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas de
los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos
elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos
otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las
unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton
como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en
algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones
definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos
llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único
átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica
denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O. Véase
Reacción química.
Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades
químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más
pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son
muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar
numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases
nobles helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en
condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas
(formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos
monoatómicos, con un único átomo por molécula.
Ley de Avogadro
El estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano Amedeo Avogadro, que en
1811 formuló una importante ley que lleva su nombre (véase ley de Avogadro). Esta
ley afirma que dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número
de moléculas si sus condiciones de temperatura y presión son las mismas. Si se dan
esas condiciones, dos botellas idénticas, una llena de oxígeno y otra de helio,
contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin embargo, el número de
átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el oxígeno es diatómico.
Masa atómica
De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de
diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada
molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo
de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el
hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984
y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de "peso atómico" aunque lo correcto es
"masa atómica". La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la
fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.
La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó
al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían
estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las
masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de
35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas
atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después,
cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen
todos la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se
conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza.
Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras
que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos
demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de
cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro.
Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como
patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de
16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales de química y
física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómica exactamente igual a
12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón es
especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón
de referencia para calcular masas atómicas mediante el espectrómetro de masas.
Además, la tabla de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a
la tabla antigua basada en el oxígeno natural.
La tabla periódica
A mediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de que las similitudes en
las propiedades químicas de diferentes elementos suponían una regularidad que podía
ilustrarse ordenando los elementos de forma tabular o periódica. El químico ruso Dmitri
Mendeléiev propuso una tabla de elementos llamada tabla periódica, en la que los
elementos están ordenados en filas y columnas de forma que los elementos con
propiedades químicas similares queden agrupados. Según este orden, a cada
elemento se le asigna un número (número atómico) de acuerdo con su posición en la
tabla, que va desde el 1 para el hidrógeno hasta el 92 para el uranio, que tiene el
átomo más pesado de todos los elementos que existen de forma natural en nuestro
planeta. Como en la época de Mendeléiev no se conocían todos los elementos, se
dejaron espacios en blanco en la tabla periódica correspondientes a elementos que
faltaban. Las posteriores investigaciones, facilitadas por el orden que los elementos
conocidos ocupaban en la tabla, llevaron al descubrimiento de los elementos
restantes. Los elementos con mayor número atómico tienen masas atómicas mayores,
y la masa atómica de cada isótopo se aproxima a un número entero, de acuerdo con la
hipótesis de Prout.
El tamaño del átomo
La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos
durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas
impidió lograr respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos
experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de los diferentes átomos.
El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10-10 m
(0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10-27 kg. (la fracción de un
kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo
es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.
Radiactividad
Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia finales del siglo XIX dejó
claro que el átomo no era una partícula sólida de materia que no pudiera ser dividida
en partes más pequeñas. En 1895, el científico alemán Wilhelm Conrad Roentgen
anunció el descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesar láminas finas de
plomo. En 1897, el físico inglés J. J. Thomson descubrió el electrón, una partícula con
una masa muy inferior al de cualquier átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine
Henri Becquerel comprobó que determinadas sustancias, como las sales de uranio,
generaban rayos penetrantes de origen misterioso. El matrimonio de científicos
franceses formado por Marie y Pierre Curie aportó una contribución adicional a la
comprensión de esas sustancias "radiactivas" (véase radio). Como resultado de las
investigaciones del físico británico Ernest Rutherford y sus coetáneos, se demostró
que el uranio y algunos otros elementos pesados, como el torio o el radio, emiten tres
clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y
gamma (g). Las dos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas
eléctricamente cargadas, se denominan actualmente partículas alfa y beta.
Posteriormente se comprobó que las partículas alfa son núcleos de helio (ver más
abajo) y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de
partes más pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas
electromagnéticas, similares a los rayos X pero con menor longitud de onda (véase
radiación electromagnética)
El átomo nuclear de Rutherford
El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos
profundizar en el átomo, que según se vio consistía principalmente en espacio vacío.
En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo mide, aproximadamente,
una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la masa del
átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que
ya se sabía que formaban parte del átomo, viajaban en órbitas alrededor del núcleo. El
núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La
suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo
que el estado eléctrico normal del átomo es neutro.
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 (véase teoría cuántica). 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
distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como "nube de probabilidad"
ha sustituido al modelo de sistema solar.
Líneas espectrales
Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneas
espectrales características de numerosos elementos (véase Espectroscopia: Líneas
espectrales). Los átomos excitados por energía suministrada por una fuente externa
emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a
baja presión en un tubo de vidrio y se hace pasar una corriente eléctrica a través de él,
desprende luz visible de color rojizo. El examen cuidadoso de esa luz mediante un
espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luz separadas
por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura del espectroscopio que
se forma en un color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda definida y
una determinada energía asociada. La teoría de Bohr permite a los físicos calcular
esas longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que los electrones pueden
moverse en órbitas estables dentro del átomo. Mientras un electrón permanece en una
órbita a distancia constante del núcleo, el átomo no irradia energía. Cuando el átomo
es excitado, el electrón salta a una órbita de mayor energía, a más distancia del
núcleo. Cuando vuelve a caer a una órbita más cercana al núcleo, emite una cantidad
discreta de energía que corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El
electrón puede volver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando
órbitas que no estén completamente llenas. Cada línea observada representa una
determinada transición electrónica entre órbitas de mayor y menor energía.
En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado que
resultan afectados los electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación
penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas implican cantidades de energía
muy grandes.
El núcleo atómico
En 1919, Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía
partículas alfa. Algunas de estas partículas colisionaban con los núcleos de los átomos
de nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los átomos de nitrógeno se
transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformado emitía
una partícula positivamente cargada. Se comprobó que esas partículas eran idénticas
a los núcleos de átomos de hidrógeno. Se las denominó protones. Las investigaciones
posteriores demostraron que los protones forman parte de los núcleos de todos los
elementos.
No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el
físico británico James Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que
tiene casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de carga eléctrica.
Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En cualquier
átomo dado, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, al
número atómico del átomo. Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir,
con el mismo número de protones) que tienen diferente número de neutrones. En el
caso del cloro, uno de los isótopos se identifica con el símbolo 35Cl, y su pariente más
pesado con 37Cl. Los superíndices identifican la masa atómica del isótopo, y son
iguales al número total de neutrones y protones en el núcleo del átomo. A veces se da
el número atómico como subíndice, como por ejemplo }Cl.
Los núcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y
un número impar de protones; todos menos cuatro de los isótopos correspondientes a
núcleos de este tipo son radiactivos. La presencia de un gran exceso de neutrones en
relación con los protones también reduce la estabilidad del núcleo; esto sucede con los
núcleos de todos los isótopos de los elementos situados por encima del bismuto en la
tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. La mayor parte de los núcleos estables
conocidos contiene un número par de protones y un número par de neutrones.
Radiactividad artificial
Los experimentos llevados a cabo por los físicos franceses Frédéric e Irène JoliotCurie a principios de la década de 1930 demostraron que los átomos estables de un
elemento
pueden
hacerse
artificialmente
radiactivos
bombardeándolos
adecuadamente con partículas nucleares o rayos. Estos isótopos radiactivos
(radioisótopos) se producen como resultado de una reacción o transformación nuclear.
En dichas reacciones, los algo más de 270 isótopos que se encuentran en la
naturaleza sirven como objetivo de proyectiles nucleares. El desarrollo de
"rompeátomos", o aceleradores, que proporcionan una energía elevada para lanzar
estas partículas-proyectil ha permitido observar miles de reacciones nucleares.
Reacciones nucleares
En 1932, dos científicos británicos, John D. Cockcroft y Ernest T. S. Walton, fueron los
primeros en usar partículas artificialmente aceleradas para desintegrar un núcleo
atómico. Produjeron un haz de protones acelerados hasta altas velocidades mediante
un dispositivo de alto voltaje llamado multiplicador de tensión. A continuación se
emplearon esas partículas para bombardear un núcleo de litio. En esa reacción
nuclear, el litio 7 (7Li) se escinde en dos fragmentos, que son núcleos de átomos de
helio. La reacción se expresa mediante la ecuación
Aceleradores de partículas
Alrededor de 1930, el físico estadounidense Ernest O. Lawrence desarrolló un
acelerador de partículas llamado ciclotrón. Esta máquina genera fuerzas eléctricas de
atracción y repulsión que aceleran las partículas atómicas confinadas en una órbita
circular mediante la fuerza electromagnética de un gran imán. Las partículas se
mueven hacia fuera en espiral bajo la influencia de estas fuerzas eléctricas y
magnéticas, y alcanzan velocidades extremadamente elevadas. La aceleración se
produce en el vacío para que las partículas no colisionen con moléculas de aire. A
partir del ciclotrón se desarrollaron otros aceleradores capaces de proporcionar
energías cada vez más altas a las partículas. Como los aparatos necesarios para
generar fuerzas magnéticas intensas son colosales, los aceleradores de alta energía
suponen instalaciones enormes y costosas.
Fuerzas nucleares
La teoría nuclear moderna se basa en la idea de que los núcleos están formados por
neutrones y protones que se mantienen unidos por fuerzas "nucleares"
extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares, los físicos tienen
que perturbar los neutrones y protones bombardeándolos con partículas
extremadamente energéticas. Estos bombardeos han revelado más de 200 partículas
elementales, minúsculos trozos de materia, la mayoría de los cuales, sólo existe
durante un tiempo mucho menor a una cienmillonésima de segundo.
Este mundo subnuclear salió a la luz por primera vez en los rayos cósmicos. Estos
rayos están constituidos por partículas altamente energéticas que bombardean
constantemente la Tierra desde el espacio exterior; muchas de ellas atraviesan la
atmósfera y llegan incluso a penetrar en la corteza terrestre. La radiación cósmica
incluye muchos tipos de partículas, de las que algunas tienen energías que superan
con mucho a las logradas en los aceleradores de partículas. Cuando estas partículas
de alta energía chocan contra los núcleos, pueden crearse nuevas partículas. Entre las
primeras en ser observadas estuvieron los muones (detectados en 1937). El muón es
esencialmente un electrón pesado, y puede tener carga positiva o negativa. Es
aproximadamente 200 veces más pesado que un electrón. La existencia del pión fue
profetizada en 1935 por el físico japonés Yukawa Hideki, y fue descubierto en 1947.
Según la teoría más aceptada, las partículas nucleares se mantienen unidas por
"fuerzas de intercambio" en las que se intercambian constantemente piones comunes
a los neutrones y los protones. La unión de los protones y los neutrones a través de
los piones es similar a la unión en una molécula de dos átomos que comparten o
intercambian un par de electrones común. El pión, aproximadamente 270 veces más
pesado que el electrón, puede tener carga positiva, negativa o nula.
Partículas elementales
Durante mucho tiempo, los físicos han buscado una teoría para poner orden en el
confuso mundo de las partículas. En la actualidad, las partículas se agrupan según la
fuerza que domina sus interacciones. Todas las partículas se ven afectadas por la
gravedad, que sin embargo es extremadamente débil a escala subatómica. Los
hadrones están sometidos a la fuerza nuclear fuerte y al electromagnetismo; además
del neutrón y el protón, incluyen los hiperones y mesones. Los leptones "sienten" las
fuerzas electromagnética y nuclear débil; incluyen el tau, el muón, el electrón y los
neutrinos. Los bosones (una especie de partículas asociadas con las interacciones)
incluyen el fotón, que "transmite" la fuerza electromagnética, las partículas W y Z,
portadoras de la fuerza nuclear débil, y el hipotético portador de la gravitación
(gravitón). La fuerza nuclear débil aparece en procesos radiactivos o de desintegración
de partículas, como la desintegración alfa (la liberación de un núcleo de helio por parte
de un núcleo atómico inestable). Además, los estudios con aceleradores han
determinado que por cada partícula existe una antipartícula con la misma masa, cuya
carga u otra propiedad electromagnética tiene signo opuesto a la de la partícula
correspondiente. Véase Antimateria.
En 1963, los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig propusieron
la teoría de que los hadrones son en realidad combinaciones de otras partículas
elementales llamadas quarks, cuyas interacciones son transmitidas por gluones, una
especie de partículas. Esta es la teoría subyacente de las investigaciones actuales, y
ha servido para predecir la existencia de otras partículas.
Liberación de la energía nuclear
En 1905, Albert Einstein desarrolló la ecuación que relaciona la masa y la energía, E =
mc2, como parte de su teoría de la relatividad especial. Dicha ecuación afirma que una
masa determinada (m) está asociada con una cantidad de energía (E) igual a la masa
multiplicada por el cuadrado de la velocidad de la luz ©. Una cantidad muy pequeña de
masa equivale a una cantidad enorme de energía. Como más del 99% de la masa del
átomo reside en su núcleo, cualquier liberación de grandes cantidades de energía
atómica debe provenir del núcleo.
Hay dos procesos nucleares que tienen gran importancia práctica porque proporcionan
cantidades enormes de energía: la fisión nuclear -la escisión de un núcleo pesado en
núcleos más ligeros- y la fusión termonuclear -la unión de dos núcleos ligeros (a
temperaturas extremadamente altas) para formar un núcleo más pesado. El físico
estadounidense de origen italiano Enrico Fermi logró realizar la fisión en 1934, pero la
reacción no se reconoció como tal hasta 1939, cuando los científicos alemanes Otto
Hahn y Fritz Strassmann anunciaron que habían fisionado núcleos de uranio
bombardeándolos con neutrones. Esta reacción libera a su vez neutrones, con lo que
puede causar una reacción en cadena con otros núcleos. En la explosión de una
bomba atómica se produce una reacción en cadena incontrolada. Las reacciones
controladas, por otra parte, pueden utilizarse para producir calor y generar así energía
eléctrica, como ocurre en los reactores nucleares.
La fusión termonuclear se produce en las estrellas, entre ellas el Sol, y constituye su
fuente de calor y luz. La fusión incontrolada se da en la explosión de una bomba de
hidrógeno. En la actualidad, se está intentando desarrollar un sistema de fusión
controlada. Véase Energía nuclear; Armas nucleares.
Trabajo enviado por:
Ignacio Romero
El átomo
Se acepta hoy en día como definición de átomo: "la unidad más pequeña de un
elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible
dividir
mediante
procesos
químicos".
Este átomo está constituido por dos partes principales: un núcleo donde está
concentrada casi la totalidad de la masa y un nube de partículas elementales que
rodea el núcleo y que se mueven alrededor de él.
El núcleo
El núcleo del átomo a su vez de manera básica, está formado por dos tipos de
partículas elementales: unas con carga eléctrica elemental positiva, llamadas
Protones y otras sin carga eléctrica, conocidas como Neutrones.
Los protones y neutrones tienen una masa muy próxima, la que a su vez es,
enormemente grande comparada con el resto de las partículas que componen el
átomo.
Cada elemento químico en particular tiene un número fijo de protones, pero su número
de neutrones puede variar, de manera que un mismo elemento puede existir en la
naturaleza con diferente relación protones/neutrones en su núcleo. Generalmente
alguna de ellas es mayoritariamente abundante y es la que recibe el nombre y
propiedades estándares del elemento, el resto se conocen como Isótopos.
EL ÁTOMO
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 pen
si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos
que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin div
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 átomo
Leucipo
Demócrito
En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la materia estaba forma
elementos: tierra, aire, agua y fuego.
Empédocles
Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por
elementos pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 2
después en el pensamiento de la humanidad.
Aristóteles
1.1.- 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:
1.- Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas
átomos.
Dalton estableció un sistema para designar a cada átomo de forma que se pudieran distinguir
entre los distintos elementos:
2.- Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto
de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de elementos diferentes
tienen distinta masa y propiedades.
3.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos según
una relación numérica sencilla y constante.
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.
2.- 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.
En esta página puedes ver ejemplos sobre fenómenos de electrización.
Los fenómenos eléctricos son una manifestación de su carga eléctrica. La unidad de carga
eléctrica en el SI es el culombio (C).
Hay 2 tipos de cargas eléctricas: positiva y negativa. dos cuerpos que hayan adquirido una
carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen.
La materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga.
cuando adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo
que de otro.
A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentos permitieron identificar las
partículas responsables de la carga negativa (el electrón) y de la carga positiva (el protón).
Estos experimentos proporcionaron los datos siguientes sobre la estructura de la materia:
- El átomo contiene partículas materiales subatómicas.
- Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada electrón posee una carga eléctrica
elemental.
- Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa.
- Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de cargas eléctricas
negativas (electrones) es igual al número de cargas positivas (protones).
3.- Modelos atómicos
En Ciencia, un modelo intenta explicar una teoría mediante una comparación. Un modelo será
tanto más perfecto cuanto más claramente explique los hechos experimentales. El modelo es
válido mientras explica lo que ocurre en los experimentos; en el momento en que falla, hay que
modificarlo.
3.1.- 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).
Este modelo permitía explicar varios fenómenos experimentales como la electrización y la
formación de iones.
- La electrización: Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene un cuerpo y es la
responsable de su carga eléctrica negativa o positiva.
- La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o ha perdido electrones. Si gana
electrones tiene carga neta negativa y se llama anión y si pierde electrones tiene carga neta
positiva y se llama catión.
3.2.- Modelo atómico de Rutherford
El modelo de Thomson tuvo una gran aceptación hasta que, en 1911, el químico y físico inglés
Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el "Experimento de Rutherford".
En esta página puedes ver cómo este experimento ofrecía unos resultados que no podían
explicarse con el modelo de átomo que había propuesto Thomson y, por tanto, había que
cambiar el modelo.
En el experimento se bombardeaba una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas)
procedentes de un material radiactivo y se observaba que:
- La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina sin cambiar de dirección, como era
de esperar.
- Algunas partículas alfa se desviaron considerablemente.
- Unas pocas partículas alfa rebotaron hacia la fuente de emisión.
Puedes ver el experimento en este vídeo.
Aquí tienes otra versión interactiva del mismo experimento.
El Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear establece que:
- 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.
3.3.- 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.
3.4.- 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.
4.- 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: ZX.
Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
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: AX.
Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo:
3
1H
-----> 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
+2
12Mg
-----> 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.
- Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que aparezca con la carga
negativa:
19
-1
9F
-----> 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.
Aquí puedes introducir Z, A y la carga (con su signo) para un átomo determinado y obtendrás el
número de partículas que tiene:
4.1.- 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.- 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 (12C) 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.
En esta página puedes ver las masas atómicas (en uma) de todos los elementos de la tabla
periódica.
5.1.- Isótopos y masa atómica
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, 3517Cl y 3717Cl, que se presentan en la naturaleza con una
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.- Nuevos hechos, nuevos modelos
El modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar ciertos hechos:
- La carga negativa del electrón en movimiento iría perdiendo energía hasta caer contra el núcleo
y esto haría que los átomos fuesen inestables.
- Al hacer pasar radiación visible por un prisma, la luz se descompone en los colores del arco
iris, esto se conoce como espectro continuo de la luz visible:
Pues bien, la luz que emiten los átomos de los elementos dan lugar a espectros discontínuos:
El hecho de que cada átomo tenga un espectro de rayas distinto y discontinuo debe estar
relacionado con su estructura. Esto no se podía explicar con el modelo de Rutherford.
6.1.- El modelo atómico de Bohr
Para solucionar los problemas planteados, el físico danés Niels Bohr formuló, en 1913, una
hipótesis sobre la estructura atómica. Sus postulados eran:
1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en las que no
emite energía. 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.
6.2.- La distribución de electrones
Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Hacia
1920 se introdujeron modificaciones y se desarrollaron nuevos modelos atómicos.
De acuerdo con este nuevo modelo, alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía:
- En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones.
- En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.
- En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.
...
La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce como
estructura o configuración electrónica del elemento.
Ejemplos:
2He
Tiene sólo 2 electrones. Se sitúan
en la primera capa. Se representa como
(2). Las capas se colocan entre
paréntesis y se separan por comas.
10Ne
-> (2,8)
18Ar
-> (2,8,8)
11Na
15P
-> (2,8,1)
-> (2,8,5)
A los electrones que están situados en la última capa se les denomina
electrones de valencia y, al nivel que ocupan, capa de valencia. Estos
electrones son los responsables de las propiedades químicas de las sustancias