Unidad I: El átomo; al interior de la materia

Unidad I: El átomo; al interior de la materia
“Los misterios del átomo”
En la antigua Grecia se discutía si la materia podía ser dividida y subdividida
indefinidamente hasta llegar a un punto en donde ya no se pudiera dividir mas la materia,
de esta forma el fundador de la escuela atomista fue Leucipo, pero realmente su discípulo
Democrito de Abdera en el s. V defendió la existencia de un número infinito de unidades
indivisibles a las cuales llamo átomo (a= sin-, tomo= división).
Aristóteles (384-322 A.de C.) se opuso junto a otros filósofos griegos de la época al
concepto de átomo propuesta por los atomistas. En 1808 un científico Inglés John Dalton,
basado en todos los conocimientos existentes postula la Primera Teoría atómica de la
materia, cuyos postulados los podemos resumir como:
1. Los elementos están constituidos por átomos, partículas diminutas, discretas e
indivisibles que mantienen su identidad a través de los cambios físicos y químicos.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás
cualidades.
3. Los átomos de un elemento pueden combinarse químicamente con átomos de otros
elementos en más de una relación para formar diferente compuestos.
4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos en una relación de números enteros y sencillos.
5. La reacción química implica la combinación, separación o el reordenamiento de
átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse.
A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton propusiera su teoría, se
realizaron una serie de modificaciones a los modelos existentes, se demostró que el átomo
no era indivisible, si no que estaba formado por una serie de pequeñas subparticulas de las
cuales tres son las más estables: protón, neutrón y electrón, llamadas partículas
subatómicas.
Los experimentos de Michael Faraday (1791 – 1867), sobre la electrolisis, realizados 1833,
hicieron pensar que el átomo poseía características eléctricas, lo que fue demostrado
posteriormente por Joseph Thomson ( 1856-1940) a través del estudio de la conductividad
eléctrica de los gases en tubos de descarga.
Debido al descubrimiento del electrón se llegó a establecer el MODELO ATOMICO DE
THOMSON (1904):
“El átomo es un numero determinado de corpúsculos con cargas negativas incrustadas en
una masa esférica de carga positiva distribuida uniformemente en todo su volumen, éste
núcleo en neutro y estable y la característica de los electrones es que se pueden extraer si se
aplica suficiente energía, así como ocurre en los tubos de rayos catódicos”.
“MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD”
Ernest Rutherfor, Hans Geiger y Ernest Marsdern quisieron validar el modelo establecido
por Thomson, para ello realizaron un experimento en que bombardearon una lamina
metálicas de oro con partículas alfa (carga positiva), que emitían ciertos elementos
radiactivos, ellos esperaban que la mayoría de las partículas atravesaran la lámina pero se
sorprendieron al darse cuenta que alguna de las partículas de desviaban de su trayectoria y
otras simplemente rebotaban en la lamina sin poder atravesarla. Rutherford explicó estos
resultados a través de dos postulados:



El átomo posee un núcleo central con carga positiva y de pequeñísimo tamaño en el
cual se encuentra concentrado casi la totalidad de la masa del átomo.
Todo el resto del átomo es un espacio prácticamente vacío donde se ubican los
electrones girando alrededor del núcleo, describiendo orbitas circulares y
constituyendo una corteza atómica
El átomo es neutro porque tiene el mismo número de cargas positivas en el núcleo y
de cargas negativas girando entorno a él.
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON:
En 1920 Rutherford observo que la suma de las masas de los protones y los neutrones de un
átomo eran muy inferiores a la masa total de dicho átomo, debido a esta diferencia llego a
la conclusión que existía una tercera partícula subatómica, la cual tendría las siguientes
características:

No poseía carga eléctrica, es decir era neutra, ya que no se detectaba en el
experimento de los tubos de descarga.
 Posee una masa parecida a la del protón y también se encuentra en el núcleo del
átomo.
A ésta partícula se le llamo NEUTRON, pero recién en 1932, un físico ingles llamado
James Chadwick detecto su presencia en una reacción nuclear.
Partículas fundamentales del átomo:
Partícula
Electrón
Ubicación
Envoltura
Masa / g
9.1095*10-28
Carga / C
-1.6022*10-19
Protón
Neutrón
Núcleo
Núcleo
1.67252*10-24 +1.6022*10-19
1.67495*10-24 0
Carga unitaria
-1
+1
0
TEORÍA CUÁNTICA
Fue planteada por el físico alemán Max Planck en el año 1900, fundamenta el
movimiento del electrón, postula que los átomos de un cuerpo emiten o absorben energía en
forma de paquetes o cuantos de energía, cuyo valor esta dado por la siguiente ecuación:
Energía = n*h* 
Donde n = 0,1,2,3…
h = constante de proporcionalidad ( 6.625 * 10-34 Joule*s), constante de Planck
 = frecuencia mínima de la radiación
Los valores de la energía son siempre múltiplos de h*  y no pueden ser valores
intermedios.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
En 1913 Niels Bohr aplico las nuevas ideas sobre la cuantización de la energía al átomo de
hidrogeno y estableció un nuevo modelo atómico que se basa en los siguientes postulados:






la energía del electrón dentro del átomo esta cuantizada; solo puede tener valores
específicos que se conocen como niveles de energía.
El electrón de mueve en orbitas circulares alrededor del núcleo y cada una de ellas
corresponde a un estado estacionario (no emite ni absorbe energía) el cual se asocia
a un número entero natural llamado número cuantico principal ( n ), el numero
máximo de electrones por nivel de energía se determina por la formula 2n2 , donde
n= nivel de energía.
En condiciones normales (temperatura ambiente) el electrón se encuentra en el
orbital mas cercano al núcleo, esta condición se llama Estado Basal o
Fundamental.
Un electrón se puede mover de una orbital cercana al núcleo a una más lejana, para
ello debe absorber energía, este estado de mayor energía se conoce como Estado
excitado.
Cuando los electrones de un átomo excitado saltan de regreso a un nivel de menor
energía emite energía radiante (fotones).
Cuando el electrón pasa de una orbita a otra lo hace sin pasar por el espacio entre
ellas, cuando esto ocurre el electrón gana o pierde una cantidad especifica de
energía, la cual de denomina salto cuantico.
MODELO MECANO-CUANTICO
Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrodinger. Aspectos
característicos:

Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen
propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda
asociada.

Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un electrón
en un punto exacto del espacio.
Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los electrones
dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus
trayectorias exactas.
Así establecieron el concepto de ORBITAL, como la región del espacio del átomo donde
existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón.
Características de los orbitales:



La energía está cuantizada.
Lo que marca la diferencia con el modelo de Bohr es que este modelo no determina
la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad.
Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y
dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de
encontrar un electrón también será mayor.
El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números
cuánticos.
Números cuánticos:
En el modelo mecano-cuántico actual se utilizan los mismos números cuánticos que en el
modelo de Bohr, pero cambia su significado físico (orbitales).
Los números cuánticos se utilizan para describir el comportamiento de los electrones dentro
del átomo. Hay cuatro números cuánticos:




Principal (n): energía del electrón, toma valores del 1 al 7.
Secundario/ azimutal (l): subnivel de energía, sus valores son (n-1).
Magnético (m): orientación en el espacio, sus valores van del -l a +l.
Espín (s): sentido del giro del electrón sobre su propio eje, sus valores son el -1/2 y
+1/2.
Además, el principio de exclusión de Pauli (1925) decía que en un átomo no puede haber
más de dos electrones con los mismos números cuánticos.
NUMERO ATOMICO (Z):
Numero que representa la carga nuclear positiva de los átomos (número de protones que se
encuentran en el núcleo del átomo), se representa a través de la letra Z. Si un átomo es
neutro el número de protones debe coincidir con el número de electrones que posea.
En la tabla periódica, los elementos se encuentran ordenados según el número atómico, así
cada elemento tiene un número de protones distinto.
NÚMERO MASICO (A):
Numero de nucleones que contiene un átomo, es decir, la suma de partículas que se
encuentran en el núcleo del átomo:
A = Z (número atómico, n° de protones) + N (numero de neutrones)
De la expresión anterior se pueden deducir el número de neutrones que posee el átomo:
N = A (número masico) – Z (número atómico)
ISÓTOPO:
Átomos de un mismo elemento con masas atómicas diferentes (igual Z, pero distinto A), se
representa a través de:
A
X
z
donde: A: número masico
Z: número atómico
MOL:
Es una unidad inventada para medir la cantidad de materia. Se utiliza para medir cualquier
tipo de ENTIDADES ELEMENTALES (EE), entendiéndose por EE: moléculas, átomos,
partículas, etc.
Así: 1 mol tiene 6.022 * 1023 EE por ejemplo:
1 mol de agua ( H2O) = 6.022*1023 moléculas de agua
1 mol de hierro( Fe) = 6.022*1023 átomos hierro
3 mol de electrones = 3 * (6.022*1023 )electrones
MASA ATÓMICA:
La masa de un átomo es muy parecida a la masa del núcleo de dicho átomo, es por ello que
se han establecido distintos modos de representar estos valores, pero los valores que
aparecen en la tabla periódica corresponden a un promedio ponderado, que considera la
abundancia porcentual en la naturaleza de los isótopos estables de cada elemento.
MASA MOLAR ( M).
Corresponde a la masa de un mol de átomos de cualquier elemento, su unidad es en gramos
partido por mol ( g/mol).
Cantidad de sustancia y cálculos relacionados:
1. número de átomos o número de moléculas (N): relaciona el numero de moles con el
numero de avogadro ( 6.022 * 10 23 mol-1):
N = n ( mol) * NA ( partículas/ mol)
2. masa (m): la masa de cualquier sustancia es igual al producto de la cantidad de
moles de dicha sustancia con la su masa molar:
m = n (mol) * M ( g/mol)
A través de estas dos formulas se pueden calcular cualquier factor que se encuentre en
dichas expresiones matemáticas.
CONFIGURACION ELECTRÓNICA:
La configuración electrónica o estructura electrónica es la distribución de los electrones de
un átomo en sus distintos niveles y orbitales alrededor del núcleo.
La configuración electrónica es la del estado fundamental (mínima energía), y la
configuración electrónica excitada es la del estado excitado (máxima energía).
Diagrama de Moeller:
TIPOS DE ORBITALES