Estructura atómica

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.

- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
- La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

A continuación se describen las tres partículas fundamentales del átomo y se da la descripción de isotopos:

Protones

Partícula subatómica con carga eléctrica positiva que constituye el nucleo de los átomos junto con los neutrones, y cuyo número, denominado número atómico, determina las propiedades químicas del átomo.

Neutrones

Partícula masiva sin carga eléctrica, se encuentra en el núcleo del átomo junto con los protones.

Electrones

Partícula elemental mas ligera que forma parte de los átomos y que contiene la mínima carga posible de electricidad negativa; se encuentran ubicados en la corteza delos átomos, repartidos en distintos niveles de energía. 

Isótopos
La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

Ahora bien, dado que el átomo se encuentra dividido en dos partes: corteza y núcleo; se proceden a explicarlas a continuación:

Núcleo atómico

Tiene un tamaño diminuto respecto al volumen del átomo.

P. ej., para el átomo de Al:

Con Rutherford sólo se sabía que tiene carga eléctrica positiva. Hoy en día se sabe que, con el excepción que el átomo de hidrógeno (que sólo tiene un protón), los núcleos atómicos contienen una mezcla de protones y neutrones, colectivamente llamados como nucleones. El protón tiene la misma carga que el electrón pero positiva. El electrón es de tamaño similar, pero eléctricamente neutro. Ambos tienen una masa de 1 UMA. Los protones y los neutrones en el núcleo atómico se mantienen unidos por la acción de la fuerza nuclear fuerte, que supera a la fuerza de repulsión electromagnética mucho más débil que actúa entre los protones de carga positiva.

La corteza del átomo está formada por unas partículas llamadas electrones y de masa 1/1836 UMA, por lo que al ser tan pequeña se desprecia. Como el átomo es neutro debe haber el mismo número de electrones que de protones.

Al número de protones se le llama Z o número atómico, y se corresponde con el número de orden en el sistema periódico.

Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de protones que de electrones.

Al número de neutrones se llama N

La masa atómica (A) de un átomo será la suma de los protones y de los neutrones (ya que la del electrón por ser muy pequeña se desprecia).

A=N+Z

Los átomos se representan así: (puede que nos encontremos el número atómico y la masa cambiada, pero siempre sabremos cual es uno y cual es otro porque la masa atómica siempre será mayor que el número atómico). Ej.:

,

Para un mismo elemento químico, el número de protones que tienen sus átomos en sus núcleos es el mismo, pero no el de neutrones, el cual puede variar. Se llaman Isótopos de un elemento químico a los átomos deun mismo elemento químico que tienen el mismo número atómico pero distinto número de electrones. Ej.:

Isótopos del Hidrógeno: (protón), (deuterio), (titrio)

Esto es opuesto a lo que afirmaba Dalton, ya que creía que lo característico de los átomos de un mismo elemento químico era su masa atómica. Pero no, lo característico es su número atómico, es decir, todos los átomos de un mismo elemento químico siempre tienen igual número de protones en sus núcleos, pero pueden tener distinto número de neutrones, y por tanto diferentes masas atómicas.

Los isótopos son los responsables de que la masa de los elementos químicos en el sistema periódico no sea un número entero, ya que la masa que presentan las tablas periódicas es una masa resultante de promediar las masas de los diferentes isótopos existentes de un mismo elemento.

Los átomos son neutros, pues el número de cargas positivas es igual al número de cargas, es decir, el número de electrones es igual al número de protones.

Puede ocurrir que el átomo pierda o gane electrones (nunca que pierda o gane protones pues esto acarrearía la transformación de ese átomo en otro átomo de un elemento químico diferente), adquiriendo carga eléctrica neta y dando lugar a un ión:

·         Si pierde electrones, adquiere carga eléctrica positiva y el ión se llama catión.

·         Si gana electrones, adquiere carga eléctrica negativa y el ión se llama anión.

Corteza atómica

NÚMEROS CUÁNTICOS

La situación de los electrones, su nivel de energía y otras características se expresan mediante los números cuánticos. Estos números cuánticos, que se fueron introduciendo como postulados a partir de las modificaciones introducidas en el modelo de Böhr para explicar los fenómenos experimentales, se pueden deducir teóricamente al resolver la ecuación de onda Shrödinger.

Cada electrón dentro de un átomo viene identificado por 4 números cuánticos:

Número cuántico principal. Se representa por la letra n. Nos da idea del nivel de energía y el volumen real del orbital.

Número cuántico secundario o azimutal. Se representa por la letra l. Determina la forma del orbital.

Número cuántico magnético. Se representa por la letra m. Nos indica la orientación que tiene el orbital al someter el átomo a un campo magnético fuerte (efecto Zeeman).

Aspectos espaciales de los orbitales atómicos.-

Los orbitales s (l=0) son esféricos. Su volumen depende del valor de n.

Los orbitales p son 3, tienen forma de 2 lóbulos unidos por los extremos y orientados en la dirección de los 3 ejes del espacio.

Los orbitales d son 5, cuya disposición y orientación dependen de los valores de m.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo.

Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios y reglas:

Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía.

Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller.

O Bien se sigue esta regla: "Los orbitales menos energéticos son los de menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá menos energía los de menor valor de n".

De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s

Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en las configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría los orbitales 4f son más energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d que entonces se vuelve más energético, y empieza a rellenar los 4f.

En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad de los distintos subniveles son:

Subnivel	Nº de orbitales		Electrones por orbital	Número de electrones
s	1 (l=0)	*	2	2
p	3 (l=-1,0,+1)	*	2	6
d	5 (l=-2+1,0,1,2)	*	2	10
f	7 (l=-3,-2,-1,0,1,2,3)	*	2	14

El número de electrones que caben en cada subnivel se puede también fácilmente mediante la fórmula 2(2l+1) y el de cada nivel mediante la fórmula 2n2.

Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de un átomo dos electrones con sus 4 números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es que en un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes.

Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l).

La experiencia de Rutherford fue crucial en la determinación de la estructura atómica. Los párrafos que siguen son un extracto de su propia comunicación (1911):

"Es un hecho bien conocido que las partículas alfa y beta sufren desviaciones de sus trayectorias rectilíneas a causa de las interacciones con los átomos de la materia.

Parece indudable que estas partículas de movimiento veloz pasan en su recorrido a través de los átomos, y las desviaciones observadas son debidas al campo eléctrico dentro del sistema atómico.

Las observaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa, indican que algunas de estas partículas deben de experimentar en un solo encuentro desviaciones superiores a un ángulo recto.

Un cálculo simple demuestra que el átomo debe de ser asiento de un intenso campo eléctrico para que se produzca una gran desviación en una colisión simple..."

En aquella época Thomson había elaborado un modelo de átomo consistente en un cierto número N de corpúsculos cargados negativamente, acompañados de una cantidad igual de electricidad positiva distribuida uniformemente en toda una esfera. Rutherford pone a prueba este modelo y sugiere el actual modelo de átomo.

"La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión debida a un simple choque atómico es pequeña y que la estructura supuesta para el átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida sobre el mismo, a menos que se suponga que el diámetro de la esfera de electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia del átomo. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución del átomo, capaz de producir los efectos observados. En efecto, la dispersión de partículas cargadas de alta velocidad por los átomos de la materia constituye uno de los métodos más prometedores de ataque del problema.

En la simulación de la experiencia de Rutherford, consideramos una muestra de un determinado material a elegir entre varios y la situamos en el centro de un conjunto de detectores dispuestos a su alrededor. El blanco es bombardeado por partículas alfa de cierta energía producidas por un material radioactivo. Se observa que muy pocas partículas son desviadas un ángulo apreciable, y se producen muy raramente sucesos en los que la partícula alfa retrocede.

Reseña histórica

Hay que tener en cuenta que cada partícula elemental que constituye un átomo, los cuales son los protones, neutrones y electrones son descubiertos dentro de una época dada y con una experimentación hecha que involucraba enormemente las cargas eléctricas de tal forma que se pudiera dar una explicación del comportamiento del átomo en distintos sucesos que a nivel experimental fueron y son hoy en día relacionados con la energía y las cargas eléctricas involucrados en cada uno de ellos.

Así pues tenemos que electrón, protón y neutrón tienen un origen científico:

Electrón

En 1886 el físico Sir William Crokes construyo un tuvo de vidrio provisto por dos electrodos herméticamente soldados al tubo, hizo el vacio dentro del tubo y luego conecto en los polos dentro de una fuente de corriente continua de alto voltaje (10000 voltios); cuando el tubo esta lleno de aire a presión normal no se observa fenómeno alguno aunque se aplique una tensión entre 10000 y 20000 voltios. Pero a medida que se va sacando aire del tubo( se hace el vacio), comienza a pasar la electricidad y el aire que queda en el tubo se va poniendo luminoso, son unos rayos. Debido a que estos rayos parece provenir del catado se les da el nombre de rayos catódicos.

Mas tarde en 1895, el francés Jan perryn comprobó la naturaleza eléctrica de estos rayos; acercándose los polos de un electroimán; observo que rayos se desviaban acercándose al polo positivo y al mismo tiempo se alejaban del polo negativo. Este es un indicativo que la carga eléctrica de este haz era negativa.

La desviación depende directamente de la carga del rayo por que cuanto mayor sea esta, con mayor fuerza lo atrae o lo repele una placa cargada (electroimán).

Todos estos experimentos condujeron a la conclusión de que los rayos catódicos son haces de partículas con carga negativa, a los cuales se les identifica con el nombre Electrones. 

Neutrón

En 1931, Irene Currie y Frederit Joliot observaron que bombardear átomos de berilio con rayos alfa, salía una radiación extremadamente penetrante. Se pensó que estaba compuesto por rayos gamma. Un año después Janes Chadwiell encontró que diferentes partículas salían del carbono y las identifico como protones; sin embargo, su poder de penetración indica que son partículas sin carga eléctrica, por lo cual ningún campo eléctrico las desvía o detiene. Cuando chocan con partículas grandes como un átomo, rebotan sin perder mucha energía y siguen su desplazamiento; si chocan con partículas pequeñas, por ejemplo con un protón le comunican parte de la energía y siguen el recorrido; esta es la explicación de que este tipo de partículas arranquen protones cuando atraviesan placas de alguna sustancia hidrogenada como la parafina. Estas y otros observaciones llegaron a la conclusión de que estas partículas eran eléctricamente neutras y que por lo tanto s podrían denominar Neutrones, que su masa es de 1.7 x 10 a la -24 gramos, aproximadamente igual a la del protón, cuya carga a sido neutralizada por la de un electrón; o sea que cuando un neutrón se descompone da origen a un protón y a un electrón (negatón). El neutrón se representa por el símbolo n. 

Es necesario aclarar que para que se concibiera el concepto de estructura atómica fue necesario el concepto de modelo atómico, el cual fue evolucionando hasta hacerse lo mas preciso posible al hoy en día. Dentro de los principales modelos atómicos se encuentran:

MODELO CIENTÍFICO.-

Supongamos que nos dan una caja cerrada que no nos está permitido abrir y que contiene algo en su interior. Como no la podemos abrir, tendremos que recurrir a hacer una serie de pruebas o ensayos para averiguar lo que contiene: agitarla, pesarla,... Con los datos obtenidos podremos forjar una idea, una imagen mental, sobre el contenido de la caja. Por otra parte, la idea o modelo que imaginamos nos permitirá formular predicciones: si, por ejemplo, concluimos que se trata de un líquido, podremos predecir que al hacerle un agujero, tal líquido se derramará.

Una idea o teoría sobre la naturaleza de un fenómeno para explicar hechos experimentales constituye lo que en ciencias se denomina modelo científico.

Un ejemplo de modelo científico es el modelo atómico. Nadie ha visto nunca un átomo. Es más, la propia ciencia predice que nunca se podrá ver. Sin embargo, observando una serie de fenómenos en el comportamiento de la materia es posible desarrollar una serie de ideas de como será la estructura de la materia.

EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS.-

Demócrito, filosofo griego, fueron probablemente los primeros en creer que la materia estaba constituida por partículas que denominaron átomos, palabra que significa "sin división", ya que consideraban el átomo como único e indivisible. Se basaba, no en pruebas experimentales, sino en un razonamiento que puede sintetizarse así: un trozo de metal puede cortarse en 2 pedazos y cada uno de éstos en dos pedazos más...; estos pueden dividirse sucesivamente hasta llegar a un momento en que se obtenga una partícula que ya no sea posible dividirla: el átomo. Pensaba que los átomos tendrían formas y tamaños distintos: esféricos, cilíndricos, irregulares.

Hacia el 1800, el profesor inglés John Dalton recogió la idea del átomo que dio el filosofo Demócrito, si bien esta vez basándose en métodos experimentales. Mediante el estudio de las leyes ponderales, concluye que:

·         la materia está constituida por partículas indivisibles (átomos),

·         todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales,

·         los átomos de elementos diferentes son también diferentes.

Modelo mecanocuántico del átomo.-

Una de las consecuencias deducidas del Principio de Indeterminación de Heisenberg es que la interacción entre los aparatos de medida y los objetos de la medición hace imposible determinar simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad del electrón. De aquí se sigue la imposibilidad de hablar de trayectorias: una trayectoria significa el conocimiento de la posición de una partícula en cada instante, y de la velocidad correspondiente a cada posición. Con este punto de vista, los modelos de Bohr y Sommerfield, muy intuitivos, han de parecer forzosamente limitados. En 1924 el francés Luis de Broigle amplía al electrón (y a otras partículas) la noción de dualidad onda-corpúsculo, según la cual el electrón lleva asociada una onda electromagnética de longitud l =h/mv. La hipótesis ondulatoria de la materia y el principio de indeterminación, alteraron los conceptos de posición, velocidad y orbital electrónico. Nació así un nuevo dominio de la física, la mecánica cuántica, que explica coherentemente los fenómenos del microcosmos.

En 1926 el austríaco Schrödiger basándose en la hipótesis de De Broigle y la idea de órbitas permitidas de Bohr, supone que esas órbitas debían de contener un número entero de longitudes de onda lo que daría origen a una onda estacionaria. Considerar una onda asociada al electrón explicaría la razón de ser de los orbitales posibles que Bohr estableció como postulado, cuya circunferencia sería un múltiplo de la longitud de onda de los electrones.

El estado de un electrón de obtendría mediante la ecuación que Shröringer postula en 1926. Teniendo en cuenta el principio de incertidumbre dichas ecuaciones no se pueden resolver, pero se obtienen la llamada función de onda (Y), aproximación de carácter estadístico que nos permite deducir para cada nivel de energía la probabilidad de que los electrones estén en una u otra situación. Las órbitas electrónicas quedan sustituidas por zonas del espacio en la que existe el 99% de encontrar al electrón, a la que llamamos orbitales.

Modelo atómico de Bohr.-

Para salvar los inconvenientes del modelo anterior, N Bohr estableció una serie de postulados (basados en la teoría de Planck y los datos experimentales de los espectros) que constituyen el modelo atómico de Bohr:

Admitió que hay ciertas órbitas estables en las cuales los electrones pueden girar alrededor del núcleo sin radiar energía. Introduce un número n, llamado número cuántico principal, que da nombre a las distintas órbitas del átomo.

El electrón, cuando emite energía cae de una órbita a otra más próxima al núcleo. Lo contrario ocurre si capta energía.

Como según la teoría electromagnética una carga acelerada tiene que irradiar energía, no puede haber ningún orbital permanente. Por eso, Bohr argumentaba que no se podía perder energía continuamente, sino en cuantos (de acuerdo con la teoría de Planck) equivalentes a la diferencia de energía entre las órbitas posibles.

Cuando a un átomo se le suministra energía y los electrones saltan a niveles más energéticos, como todo sistema tiende a tener la menor energía posible, el átomo es inestable y los electrones desplazados vuelven a ocupar en un tiempo brevísimo (del orden de 10-8) el lugar que dejasen vacío de menor energía, llamados niveles energéticos fundamentales.

Así pues, ya tenemos una explicación de los espectros atómicos con el modelo de Bohr. Cuando un átomo es exitado por alguna energía exterior, algún electrón absorbe dicha energía pasando de un nivel energético fundamental a niveles de energía superior. Como, según Planck, la absorción de energía está cuantizada, la diferencia de energía entre ambos niveles será hv. El electrón absorbe solo una radiación de frecuencia v determinada mayor cuanto mayor sea el "salto" del electrón.

Así, en el espectro de absorción aparecerá una banda continua con algunas rayas negras que corresponderán a aquellas frecuencias determinadas que los electrones han captado para pasar de un nivel a otro más energético.

Como el átomo exitado es inestable, en un tiempo brevísimo el electrón desplazado volverá al nivel energético fundamental, emitiendo una energía de la misma frecuencia hv que absorbió anteriormente.

Así, el espectro de emisión del elemento estará formado por líneas definidas, situadas en la misma longitud de onda que el espectro de emisión, separadas por zonas oscuras.

Ello explica por que los espectros de los vapores o gases (en los que nos encontramos los átomos o moléculas aislados sin interaccionar entre sí) son discontinuos.

Es un hecho experimental que cada elemento químico tiene su espectro atómico característico.

Fue a partir de las series del hidrógeno, de las frecuencias de las distintas radiaciones emitidas, de donde Bohr dedujo los niveles de energía correspondientes a las órbitas permitidas. Sin embargo, al aplicar esta distribución de los niveles energéticos a otros elementos no se correspondían esos cálculos teóricos con los resultados experimentales de los espectros, que eran muchos más complejos. Incluso el mismo átomo de Hidrógeno con espectroscopios más precisos producía líneas que con el modelo de Bohr no se podía explicar.

Corrección de Somerfield.-

Al perfeccionarse los espectroscopios (aparatos que muestran los espectros) se observó que las líneas del espectro del hidrógeno eran en realidad varias líneas muy juntas. Y lo que Bohr Creyó que eran estados únicos de energía eran varios estados muy próximos entre sí.

Sommerfield lo interpretó diciendo que las órbitas podían ser elípticas. Para ello introdujo un nuevo número cuántico l, también llamado número azimutal, que puede valer:

l=0,1,...,(n-1)

Este número nombra a cada uno de los niveles de energía posibles para cada valor de n. Con Sommerfield, para determinar la posición del electrón en el átomo de hidrógeno hay que dar 2 números cuánticos l y m.

Modelo atómico de Thompson.-

En 1897 Joseph John Thompson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. En tubos de gases a baja presión en los que se establece una diferencia de potencial superior a 10.000 voltios, se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa a las que se llamó electrones, y demostró que habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros). Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones.

Modelo atómico de Rutherford

Posteriormente otro físico inglés, Ernest Rutherford, realizó una serie de experimentos. Hizo incidir sobre una lámina finísima de oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente de masa mucho mayores que el electrón y dotadas de energía cinética alta. En el choque observó distintos comportamientos:

La mayoría atravesaban la lámina sin desviarse

Algunas se desviaban

Muy pocas retrocedían

Esta experiencia implicaba:

Que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban

Que hay una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se desviaban. Esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones que de choques.

Esto le condujo a proponer en 1911 un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas:

Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad a la que llamó núcleo.

Otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo.

Sin embargo, el modelo de Rutherford presentaba fallos: