que es un atomo ?

Cada sustancia del universo están enteramente formada por pequeñas partículas llamadas átomos.

Son tan pequeñas que no son posible fotografiarlas. Para hacernos una idea de su tamaño, un punto de esta línea puede contener dos mil millones de átomos.

Estas pequeñas partículas son estudiadas por la química, ciencia que surgió en la edad media y que estudia la materia.

Como ya hemos dicho antes la química surgió en la edad media, lo que quiere decir que ya se conocía el átomo pero no del todo, así durante el renacimiento esta ciencia evoluciona.

Posteriormente a fines del siglo XVIII se descubren un gran número de elementos, pero este no es el avance más notable ya que este reside cuando Lavoisier da una interpretación correcta al fenómeno de la combustión.

Ya en el siglo XIX se establecen diferentes leyes de la combinación y con la clasificación periódica de los elementos (1871) se potencia el estudio de laconstitución de los átomos.

La teoría atómica de Dalton.

John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:

1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.

3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.

5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

JJ Thomson

Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.

Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.

Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético.

Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.

El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.

Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones.

Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida.

ERNEST RUTHERFORD

La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc.

La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.

El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.

pierre y marie curie

La radiactividad es la desintegración espontánea de núcleos atómicos mediante la emisión de partículas alfa y partículas beta y de rayos x y rayos gamma. Este fenómeno fue descubierto en 1896(hasta este año, se pensaba que el átomo era una partícula indivisible) por Antoine Henri Becquerel, quien estaba estudiando la fluorescencia con el uranio, y al olvidárselo en un cajón de su mesa junto con una película fotográfica, la que se veló sin exposición a ninguna luz, y, también comprobó que podían descargar un electroescopio. En 1898, Marie y Pierre Curie dedujeron que la radiactividad es un fenómeno asociado a los átomos e independiente de su estado físico o químico.

Pronto se reconoció que la radiactividad era una fuente de energía más potente que ninguna de las conocidas. Los Curie establecieron que 1 gramo de radio desprende unos 420 julios de energía cada hora. Este efecto continúa hora tras hora y año tras año.

Tras estos descubrimientos, la radiactividad atrajo la atención de científicos de todo el mundo. En las décadas siguientes se investigaron a fondo muchos aspectos del fenómeno.

NIELS BOHR

Niels Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.

Este modelo implicaba los siguientes postulados:

1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.

2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

teoría cuántica

La teoría atómica actual establece que el electrón tiene un comportamiento tanto de onda como de partícula, lo que se conoce como comportamiento dual onda/partícula. Por lo tanto, si es una onda tiene propiedades que lo caracterizan como longitud de onda, frecuencia de una onda, energía que transporta. Mientras que si es una partícula, además tiene una masa característica. La teoría cuántica reafirma la teoría de Bohr señalando que los electrones se ubican en distintos niveles de energía, la cual aumenta a medida que se alejan del núcleo. Cada nivel de energía tiene órbitas en las cuales se encuentra en movimiento un electrón. Las formas de las órbitas dependen del nivel de energía.

1. El numero cuántico n indica el nivel energético en que se encuentra un electrón. Sus números sólo pueden ser enteros positivos. El mínimo valor de energía se encuentra en el nivel 1 de energía o bien cuando el número n vale 1.

2.l: Este número indica el orbital en que se encuentra un electrón. Los valores que puede tomar l van desde 0 hasta (n-1). 0 <> (n - 1) Existen distintos orbitales atómicos, lo cuales dependen del nivel de energía. Por ejemplo: para el primer nivel de energía, l solo puede tomar el valor de 0. el cual corresponde al orbital s, que tiene una orientación circular.

3. Número cuántico magnético, m: Este número indica la orientación del orbital. Sus números van desde –l, 0, +l. Es decir, existen (2l+1) valores de m. Por ejemplo: si n=2, l=0 y 1 (orbitales s y p). m=-1, 0, +1. Estos valores de m indican si el electrón se encuentra en el orbital p sobre el eje x, y o z del plano cartesiano.

4. Número cuántico de espín, s: nos otorga información acerca de la rotación del electrón en torno a su propio eje. El número s puede tomar dos valores: S=½ ó S=-½.
Por convención, si S=½, el electrón se encuentra apareado con otro electrón en el mismo orbital. Mientras que si S=-½, el electrón se encuentra desapareado dentro del orbital.