El Átomo

LA COMPOSICIÓN DEL ÁTOMO
CONCEPTOS BÁSICOS DE NÚCLEO, ELECTRÓN, PROTÓN, NEUTRÓN

UN POCO DE HISTORIA...
La crisis de la Física clásica
En los últimos años del siglo XIX se creía que la Física, como disciplina teórica, se encontraba prácticamente terminada. Las leyes de Newton para la dinámica y las ecuaciones de Maxwell para los fenómenos electromagnéticos permitían explicar satisfactoriamente todos los fenómenos conocidos.

Sin embargo esta Física, a la que se suele llamar Física clásica, resultó ser insuficiente cuando pretendía explicar los comportamientos de los átomos y sus componentes, por un lado, y los nuevos descubrimientos astronómicos, por otro. La Física clásica, útil para describir el entorno directamente observable, no era aplicable para interpretar el mundo subatómico (interior de los átomos) y el Cosmos.

Los datos recogidos en uno y otro campo dieron lugar a la aparición de dos nuevas ramas de la Física: la mecánica cuántica, para explicar los comportamientos de las partículas elementales, y la Relatividad, para interpretar el Universo que llegaba a través de los telescopios.

A partir de ahora vamos a explicar someramente como está constituido un átomo, es decir, cuales son las partículas básicas que los conforman y como funciona interiormente mediante un modelo atómico que ha sido conseguido mediante la observación

 experimental de varias de décadas.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA: Profundizar en el conocimiento de como está constituida la materia ha sido siempre uno de los grandes objetivos del pensamiento humano. La idea de que toda la materia que forma el mundo físico está formada por partículas muy pequeñas, separadas por espacios vacíos data ya de los filósofos griegos, especialmente de Demócrito, que vivieron en el siglo V a. C.

Los pensadores helenos se plantearon la siguiente pregunta: si tomamos un trozo de hierro, por ejemplo, y lo cortamos en partes más pequeñas, ¿se podrá seguir cortando indefinidamente o bien llegará un momento en que encontremos una partícula de hierro que sea indivisible y no pueda cortarse más? El filósofo Demócrito opinó que debía existir una última partícula que ya no podía ser dividida en otras más pequeñas y la denominó átomo (en griego átomo quiere decir indivisible).

Si se partiera la materia en pedazos cada vez más pequeños llegaríamos finalmente al átomo, la partícula más pequeña posible de cualquier sustancia. Los átomos son tan diminutos, que unos seis millones de ellos cabrían en el punto que concluye esta frase. Alguna vez se pensó que eran las unidades últimas e inseparables que formaban el universo. La palabra "átomo" proviene del griego átomos, que significa invisible.

Desgraciadamente, las ideas de Demócrito fueron combatidas por Aristóteles y por este motivo fueron rechazadas durante largo tiempo a causa del prestigio universal del gran filósofo griego. A partir del siglo XIX empezaron a aparecer las primeras teorías científicas sobre la constitución de la materia, que retomaron el concepto de átomo y que posteriormente han ido imponiéndose hasta la actualidad.

El atomismo cayó rápidamente en el olvido; fue rechazado por Platón y Aristóteles, que siguieron la teoría de Empédocles sobre los cuatro elementos (fuego, aire, agua y tierra). Sigue un largo periodo que alcanza los siglos XVII y XVIII en que la investigación química se rodeó de misterio y buscó la piedra filosofal. Las primeras evidencias de la teoría atómica se deben a Lavoisier y Proust. Es John Dalton, sin embargo, quien a principios del siglo XV sienta las bases de la moderna teoría sobre el átomo. Sus trabajos sobre la composición de los gases le condujeron a formular,  en 1805, John Dalton expuso sus ideas sobre la constitución atómica de la materia, que pueden resumirse del modo siguiente:

a) La materia está constituida por partículas muy pequeñas e indivisibles, denominadas átomos.
b) Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí.
c) Los compuestos están formados por átomos distintos.
d) Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
e) La masa total de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas no varía, ya que los átomos son invariables.

Así pues, de las ideas de Dalton se deduce que un átomo es la parte más pequeña de un elemento que puede intervenir en una reacción química mientras que una molécula es la parte más pequeña de un compuesto que conserva todas las propiedades del mismo.

El átomo es la partícula más pequeña e indivisible de un elemento químico que contiene íntegras sus propiedades. Su estudio constituye la base de la física y la química contemporáneas. Los átomos de un elemento se pueden combinar con los de otro para formar la unidad más pequeña de un cuerpo compuesto, llamada molécula, que, a su vez, se une con otras para formar los propios cuerpos compuestos.

Dalton acuñó los conceptos de peso atómico y molécula (formada por la combinación de varios átomos) y elaboró la primera tabla de elementos en 1805. Posteriormente, las nociones de átomo y moléculas no dejaron de precisarse y concretarse. La clasificación periódica de los elementos de Mendeleiev (1869) vino a coronar los esfuerzos de los químicos y a anunciar que todo el Universo puede estar formado sólo por un centenar de átomos diferentes.

Estructura del átomo
Todo átomo está constituido por tres partes: una parte eléctricamente positiva, formada por los protones; otra eléctricamente negativa, compuesta por electrones, y una tercera integrada por minúsculas partículas neutras denominadas neutrones. La carga electrónica del protón y la del electrón son iguales y contrarias; como los átomos suelen existir en forma neutra, el número de electrones de un átomo debe ser igual al de protones. Los electrones ocupan el espacio más externo del átomo; y los protones se sitúan en el centro, y, con los neutrones, constituyen el núcleo.

Los electrones y los protones de todos los elementos químicos son iguales, por lo que éstos se diferencian por el número de protones, de neutrones y de electrones presente, mi su interior.

La materia es, en general, eléctricamente neutra pero en su interior existen cargas eléctricas como se pone de manifiesto, por ejemplo, en la pérdida o ganancia de electrones por frotamiento o por otros métodos. El descubrimiento del electrón y del protón vinieron a corroborar el carácter eléctrico del átomo.

Se llama número atómico (Z) al número de protones que tiene un átomo. El número atómico es característico de cada elemento, de manera que todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones en su núcleo.

Se llama número másico (A) al número de nucleones que tiene un átomo. El número másico es igual al número de protones más el número de neutrones. Si se adopta como unidad de masa la masa de un protón o de un neutrón la masa de un átomo será igual a su número másico.

A pesar de tener el mismo número de protones, dos átomos de un mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones.  Dicho de otro modo, los átomos de un mismo elemento siempre tienen el mismo numero atómico pero pueden tener distinto número másico. Se llaman isótopos los átomos de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

Un elemento químico está formado generalmente por una mezcla ole isótopos que se presentan con distinta frecuencia en la Naturaleza.

Tabla con el valor de la carga eléctrica en Coulomb y la masa en Kg. de cada partícula del átomo.

LOS DESCUBRIMIENTOS DE LAS PARTÍCULAS:  (puede ampliar este tema con profundidad: clic!)

EL ELECTRÓN:  La comunidad científica siempre dudó sobre el "átomo indivisible"  y le correspondió al investigador J.J. Thompson el descubrir esta partícula, mediante el uso de un tubo de descargas, que consiste en un tubo de vidrio provisto de dos electrodos, uno positivo o ánodo y otro negativo o cátodo, conectados a una fuente de alto voltaje (de varios miles de voltios). Interiormente está lleno de gas a baja presión Cuando se cierra el circuito, se observa que se produce el paso de corriente a través del gas, al mismo tiempo que aparece una luminosidad que se concentra en el extremo del ánodo.

La fluorescencia que se observa en los tubos de descarga se debe a la emisión por el cátodo de ciertas radiaciones. Estas radiaciones, o rayos catódicos poseen propiedades especiales, que permitió a Thompson deducir que los rayos catódicos están formados por cargas eléctricas negativas que llamó electrones, y son partículas que se encuentran presentes en toda la materia.

PROTÓN:  Puesto que la materia en conjunto es eléctricamente neutra y los electrones tienen carga negativa, cada átomo debe tener una carga positiva exactamente igual a la carga debida a sus electrones. Ahora bien, ¿cómo se distribuye dicha carga?

Rutherford dedujo que si la carga positiva y la masa de los átomos se encuentran distribuidas uniformemente en todo el volumen atómico, cuando se bombardea el átomo de un  material con partículas alfa, que tienen carga positiva, deberán desviarse ligeramente al atravesar la lámina metálica.

En 1911, Ernest Rutherford, sucesor de J. J. Thomson en la cátedra de Cambridge, bombardeó láminas delgadas de distintos metales con partículas emitidas por un isótopo radiactivo y comprobó que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina metálica sin experimentar desviación, pero que una pequeña parte se desviaba ligeramente y otra pequeña fracción rebotaba y volvía hacia las proximidades del centro emisor de las partículas.

Para explicar los resultados obtenidos, Rutherford supuso que la carga positiva del átomo se hallaba concentrada en una zona muy pequeña del átomo a la que denominó núcleo, que además contenía la práctica totalidad de la masa del átomo. Los electrones giraban alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares, de modo que la fuerza centrífuga quedaba compensada por la fuerza de atracción electrostática que el núcleo ejercía sobre ellos.

Con esta explicación, Rutherford dio un paso gigantesco en la comprensión de la estructura atómica. Sin embargo, pronto se plantearon objeciones al modelo atómico de Rutherford. En efecto, según la teoría electromagnética clásica, una carga eléctrica en movimiento debe emitir energía. Así pues, al girar los electrones alrededor del núcleo debían emitir energía, de modo que sus trayectorias no podían ser circulares sino que debían ser espirales de radio decreciente hasta que, finalmente, los electrones se precipitaran en el núcleo. Es decir, el átomo imaginado por Rutherford era inestable.

EL NEUTRÓN: El átomo de helio contiene dos protones, por lo que cabría esperar que su masa fuera el doble de la masa de un protón (2 • 1,67 • 10_-27 kg = 3,34 • 10^-27 kg); sin embargo, la masa medida experimentalmente, 6,69 • 10^-27 kg, es más del doble de la esperada.

Esta diferencia entre la masa calculada y la masa medida puede explicarse si se admite que los átomos contienen otras partículas, sin carga eléctrica, además de los protones y los electrones.

En 1932, el físico inglés James Chadwick descubrió que los núcleos de berilio podían emitir partículas sin carga eléctrica. Estas partículas, procedentes del núcleo, recibieron el nombre de neutrones. La masa de cada una de estas partículas era aproximadamente igual a la masa del protón.

La diferencia entre la masa real de un núcleo y la masa debida exclusivamente a los protones corresponde a la masa de los neutrones que contiene dicho núcleo.

EL EFECTO FOTOELÉCTRICO: A principio del siglo XX, había un fenómeno físico que se llamaba radiación del cuerpo negro, que explicarlo mediante las herramientas de la física clásica de ese momento era casi imposible. Un científico llamado  Max Planck estudió profundamente este efecto y mediante originales postulados físicos formuló una nueva teoría sobre la energía que hoy la llamamos cuántica, que mas tarde se recurrirá a ella para explicar otros fenómenos naturales como el fotoeléctrico y también permitirá definir un nuevo y mas real modelo atómico.

El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones por un metal cuando sobre él incide un rayo luminoso de una frecuencia determinada. Si la luz fuera una onda, cualquier tipo de luz debería ser capaz de provocar la emisión de electrones, es decir, arrancar electrones de un material, siempre y cuando tuviera la suficiente intensidad.

También se observaba que se producía este efecto, también a la vez, se emitía una radiación electromagnéticaque impresionaban una placa fotográfica, creando rayas espectrales de colores y oscuras,  llamado comúnmenteespectro electromagnético y que según que elemento se estudiaba los espectros tenían características diferentes. Esto también conmovió el interés de todos los científicos. Abajo se observa un espectro de un elemento químico.

Utilizando en el laboratorio un dispositivo especial  en que esa emisión de electrones (al incidir un rayo de luz) se detecta porque produce paso de corriente a través de un circuito, se observa que el efecto fotoeléctrico no se produce con cualquier tipo de luz y que hay una frecuencia umbral por debajo de la cual no se produce este fenómeno. Esto contradecía totalmente a lo esperado por la teoría clásica de esa época.

Para explicar este nuevo efecto, donde toda la comunidad científica estaba perpleja, el gran sabio del siglo Albert Einstein  recurre a la nueva física cuántica de Planck y explicó matemáticamente este fenómeno, que lo llevó a ganar el Premio Nobel de la Física en 1916.

Según la teoría cuántica, la energía no puede ser absorbida o desprendida de manera continua sino en pequeños paquetes o haces de energía, que son múltiplos de una cantidad mínima de energía denominada «quantum».

La ecuación de Planck E = h . v permite determinar la energía asociada a cualquier radiación, conociendo la frecuencia v de la radiación y siendo h = 6,62.10 ^-34 Js la constante de Planck, que es una constante universal.

En 1905, Albert Einstein explicó el efecto fotoeléctrico a partir de la hipótesis cuántica de Planck y del supuesto de que la luz, en ocasiones, no se comporta como una onda, sino como un chorro de corpúsculos, los fotones.

Con todos estos nuevos elementos Bohr analizó lo siguiente: cuando un átomo en su estado fundamental recibe energía bien sea por calentamiento o por la acción de una radiación se convierte en un átomo excitado. Cuando cesa la causa que produce la excitación, el átomo se desactiva emitiendo radiaciones que impresionan placas fotográficas produciendo una serie de rayas, que constituyen el espectro atómico del átomo correspondiente.

A cada raya del espectro le corresponde una energía determinada, cuyo valor depende de su frecuencia, de acuerdo con la ecuación de Planck. En el caso del átomo de hidrógeno, el espectro atómico consta de varias series de rayas.

Bohr estableció una serie de postulados, que constituyen el modelo atómico de Bohr, para intentar solventar los inconvenientes que presentaba el modelo atómico de Rutherford. Para ello, Bohr introdujo la teoría cuántica de Planck y comprobó sus resultados con los datos experimentales suministrados por los espectros.

Los postulados de la teoría atómica de Bohr son los siguientes:

a) Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares sin emitir energía. Con este primer postulado Bohr intenta obviar el principal inconveniente que presentaba el modelo atómico de Rutherford, suponiendo que a nivel atómico las partículas en movimiento no emiten energía.

b) Si un electrón pasa de una órbita más externa a otra más interna el átomo emite energía, de modo que la energía liberada coincide con la diferencia de energía que hay entre ambos niveles y viene dada por la expresión E = h.v. Este postulado justifica las rayas espectrales de los átomos. (v: frecuencia de la emitida por el material)

c) Únicamente son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón es un número entero de veces h/2Pi. Este tercer postulado impide que el número de órbitas posibles sea ilimitado ya que la energía estácuantizada. (Pi=3.14)

Ejemplo del Salto de Energía Cuántico de un Electrón

Cuando un electrón pasa de una capa externa a otra interna el  valor de la energía de la radiación emitida es directamente proporcional a su frecuencia. Así, cuando un electrón salta desde una órbita de mayor energía, E2, a otra de energía menor, E1 se emitirá una radiación de frecuencia, v, cuya energía será igual a:
E2- E1 = h.v
donde h es la constante de Planck.

Un determinado elemento químico siempre ofrece el mismo espectro porque todos sus átomos son iguales, de manera que en todos ellos las órbitas tienen una forma, un tamaño y una energía característicos. En consecuencia, la diferencia de energía entre dos órbitas siempre será la misma y, por tanto, la frecuencia de la radiación emitida o absorbida siempre tendrá el mismo valor. Aplicando estas ideas y utilizando un tratamiento matemático no demasiad: complicado, Bohr calculó teóricamente las frecuencias de las líneas que aparecen en el espectro del átomo de hidrógeno . Sin embargo. cuando intentó realizar el cálculo para otros átomos distintos del hidrógeno, los resultados teóricos no coincidían con los datos experimentales.

El modelo atómico de Bohr obtuvo un gran éxito inicialmente porque consiguió explicar con gran exactitud el valor de una importante constante (de Rydberg), que únicamente había podido ser obtenido empíricamente, así como el valor del radio del átomo del hidrógeno en su estado fundamental y el valor del potencial de ionización del átomo de hidrógeno. Ahora bien, el modelo atómico de Bohr tan sólo era aplicable al hidrógeno y a átomos similares, los denominados átomos hidrogenoides, pero no resultaba satisfactorio para explicar los átomos polielectrónicos.

En 1915 Sommerfeld amplió el modelo atómico de Bohr, haciéndolo extensivo a órbitas elípticas. De este modo, se pudo explicar el hecho de que las rayas espectrales del hidrógeno que se creía que eran sencillas en realidad estaban formadas por varias líneas muy próximas. Es decir, que cada nivel energético estaba, en general, formado por varios subniveles energéticos.

Los valores de la energía de los electrones de un átomo dependen de una serie de parámetros denominados números cuánticos. Los números cuánticos son: el número cuántico principal, el número cuántico secundario, el número cuántico magnético y el número cuántico de spin.

MODELOS ATÓMICOS: En base a estos estudios anteriores fueron creándose distintos modelos ideales para trata de interpretar la naturaleza del átomo, sus propiedades y su funcionamiento.

a) Modelo de Thompson:

b) Modelo de Rutherford. Concepto de átomo según el cual la mayoría de la masa se localiza en el núcleo, ocupando los electrones el resto del volumen atómico, y girando en torno a aquél como los planetas alrededor del Sol. Pero esa teoría tenía un defecto: un electrón en moví miento debería radiar energía y, por tanto, el átomo no sería estable lo cual no coincidía con la realidad,

Los electrones giraban alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares, de modo que la fuerza centrífuga quedaba compensada por la fuerza de atracción electrostática que el núcleo ejercía sobre ellos. Con esta explicación, Rutherford dio un paso gigantesco en la comprensión de la estructura atómica. Sin embargo, pronto se plantearon objeciones al modelo atómico de Rutherford. En efecto, según la teoría electromagnética clásica, una carga eléctrica en movimiento debe emitir energía. Así pues, al girar los electrones alrededor del núcleo debían emitir energía, de modo que sus trayectorias no podían ser circulares sino que debían ser espirales de radio decreciente hasta que, finalmente, los electrones se precipitaran en el núcleo. Es decir, el átomo imaginado por Rutherford era inestable.

c) Modelo de Bohr: Concepto del átomo en que se suponía a los electrones situados en un número limitado de órbitas circulares alrededor del núcleo (estado estacionario). Las emisiones o absorciones de radiación electromagnética se producirían únicamente cuando alguno de los electrones pasase de una órbita a otra. Este modelo surgió de su colaboración con Rutherford, y revolucionó la física atómica. Bohr combinó el modelo con la teoría cuántica de Planck y as teorías de Einstein, enunciando los  siguientes postulados:

1) El átomo posee cierto número de órbitas estacionarias, en las que los electrones no emiten energía aunque se muevan.

2) El electrón gira alrededor del núcleo de tal manera que la fuerza centrifuga equilibra exactamente la atracción electrostática de las cargas opuestas.

3) El momento angular del electrón en un estado estacionario es un múltiplo de h/2Pi, donde h es la constante cuántica universal de Planck.

4) Cuando un electrón pasa de un estado estacionario más energético a otro inferior (más próximo al núcleo), la diferencia de energía se emite en forma de un cuanto de radiación electromagnética (fotón). Inversamente, un electrón sólo interacciona con un fotón cuya energía le permita pasar exactamente de un estado estacionario a otro de mayor energía.

d) Modelo  de Sommerfeld. Concepto de átomo desarrollado a partir del de Bohr, pero considerando las órbitas elípticas y dotadas de otros dos números cuánticos: el acimutal, que define la forma de la órbita elíptica del electrón; y el magnético, del que depende la orientación de la órbita en el espacio. Posteriormente, Pauli añadió el cuarto, el spin. También introdujo en el átomo conceptos relativistas: la masa del electrón varía como consecuencia de su velocidad.

El conocimiento del átomo se completó con la ecuación de onda de Schródinger, el principio de dualidad onda-corpúsculo, el principio de incertidumbre de Heisenberg y el concepto de orbital. Actualmente se sabe que el átomo está constituido por un determinado número de partículas elementales, fundamentalmente protones, electrones y neutrones, y que es eléctricamente neutro.

Se distinguen en él dos partes principales: el núcleo, que contiene los protones y los neutrones, es muy pesado (representa el 99,9% de la masa total) y lleva toda su carga positiva; y los electrones, situados en orbitales alrededor del núcleo, y en el mismo número que los protones para que neutralicen la carga nuclear.

El vídeo reforzara lo leído