EL ÁTOMO
El átomo es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades químicas bien definidas, formado a su vez por constituyentes más elementales sin propiedades químicas bien definidas. Cada elemento químico está formado por átomos del mismo tipo (con la misma estructura electrónica básica), y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
Actualmente se conoce que el átomo está compuesto por un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. Esto fue descubierto a principios del siglo XX, ya que durante el siglo XIX se había pensado que los átomos eran indivisibles, de ahí su nombre a-tómo- 'sin división'. Poco después se descubrió que también el núcleo está formado por partes, como los protones, con carga positiva, y neutrones, eléctricamente neutros. Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza electromagnética.
Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga su núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico, y el número de neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se denomina ion.
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 pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división").
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 átomos.
|
 |
En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego.
 | |
 |
Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por esos 4 elementos pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad.
 | |
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.
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).
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 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.
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.
 |  |
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:
31H -----> 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:
2512Mg+2 -----> 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:
199F-1 -----> 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.
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.
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.
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 -> (2,8,1)
15P -> (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.
Según las relaciones cuantitaivas o cantidad de las partículas subatómicas, el átomo presenta algunas propiedades ue permiten identificarlo. Entre ellas tenemos: número atómico, número de masa, isótopos, isóbaros, masa atómica.
1. Número atómico o Carga Nuclear.
Se simboliza por la letra Z y corresponde a un número entero positivo.Indica el número de protones presentes en el núcleo del átomo. Como los átomos son neutros, entonces nos dice el número de electrones.
El átomo natural mas complejo es el Uranio que tiene como número atómico 92, y el menos complejo el Hidrógeno con número atómico 1.
Cada elemento químico tiene un Z específico o único, que lo identifica, es decir, un número de protones diferente.
2. Número de Masa, Número Másico o Peso atómico.
Se representa con la letra A y hace referencia al número de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo. Es un indicador indirecto de la masa atómica.
La masa del átomo está concentrada en el núcleo y corresponde a la suma de la masa de los protones y la de los neutrones presentes, dado que la masa de los electrones es despreciable con relación a la de estas dos partículas.
Se calcula mediante la expresión:
A = Z + N , donde z = número de protones y N = número de neutrones.
3. Isótopos.
Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico (se trata del mismo elemento), pero distinto número másico, es decir, tienen diferente el número de neutrones.
La mayoría de elementos químicos presenta mas de un isótopo natural, siendo el elemento con mayor cantidad de isótopos estables el Estaño (Sn), con 10. Así ismo, existen en la naturaleza algunos elementos solo en forma istópica como por ejemplo: sodio, berilio y flúor.
Existen isótopos radioactivos de gran utilidad para la investigación médica y diagnóstica:
Arsénico-76 (Ar-76), utilizado para detectar tumores cerebrales.
Cobalto-60 (Co-60), empleado en tratamiento de cancer gástrico.
Yodo-131 (I-131), utiizado para detectar el mal funcionamiento de la tiroides.
Radio-226 (Ra-226), empleado en tratamientos de radioterapia para el cancer.
Fósforo-32 (P-32), utilizado en el tratamiento para cancer de piel.
los isótopos se representan escribiendo el símbolo del elemento y colocanddo al lado izuierdo o derecho, el número de masa (A)del isótopo como un supraíndice y el número atómico (Z) como un subíndice. Ejemplo:
4. Isóbaros.
Son átomos de elemntos diferentes, con características propias, que poseen isótopos con el númeo de masa (A). Los isóbaros son comunes en los elemntos químicos reactivos como: calcio, argon, hierro, cobalto, estaño y telurio.
5. Masa Atomica.
Cifra que indica la masa de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (uma), que no puede ser registrada ni por la balnza mas sencible; razón por la cual ha sido calculada en valores cercanos a los diez a la menos veinticuatro ( ) gramos con relación a una masa patrón.
hacia el año de 1963, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada,IUPAC, estableció que la unidad de masa atómica (uma), corresponde a la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12, ya que la masa atómica de este isótopo es 12 uma.
1 uma = 1.66 x 10 a la menos 24 gramos
PROPIEDADES DEL ATOMO
Según las relaciones cuantitaivas o cantidad de las partículas subatómicas, el átomo presenta algunas propiedades ue permiten identificarlo. Entre ellas tenemos: número atómico, número de masa, isótopos, isóbaros, masa atómica.
1. Número atómico o Carga Nuclear.
Se simboliza por la letra Z y corresponde a un número entero positivo.Indica el número de protones presentes en el núcleo del átomo. Como los átomos son neutros, entonces nos dice el número de electrones.
El átomo natural mas complejo es el Uranio que tiene como número atómico 92, y el menos complejo el Hidrógeno con número atómico 1.
Cada elemento químico tiene un Z específico o único, que lo identifica, es decir, un número de protones diferente.
2. Número de Masa, Número Másico o Peso atómico.
Se representa con la letra A y hace referencia al número de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo. Es un indicador indirecto de la masa atómica.
La masa del átomo está concentrada en el núcleo y corresponde a la suma de la masa de los protones y la de los neutrones presentes, dado que la masa de los electrones es despreciable con relación a la de estas dos partículas.
Se calcula mediante la expresión:
A = Z + N , donde z = número de protones y N = número de neutrones.
3. Isótopos.
Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico (se trata del mismo elemento), pero distinto número másico, es decir, tienen diferente el número de neutrones.
La mayoría de elementos químicos presenta mas de un isótopo natural, siendo el elemento con mayor cantidad de isótopos estables el Estaño (Sn), con 10. Así ismo, existen en la naturaleza algunos elementos solo en forma istópica como por ejemplo: sodio, berilio y flúor.
Existen isótopos radioactivos de gran utilidad para la investigación médica y diagnóstica:
Arsénico-76 (Ar-76), utilizado para detectar tumores cerebrales.
Cobalto-60 (Co-60), empleado en tratamiento de cancer gástrico.
Yodo-131 (I-131), utiizado para detectar el mal funcionamiento de la tiroides.
Radio-226 (Ra-226), empleado en tratamientos de radioterapia para el cancer.
Fósforo-32 (P-32), utilizado en el tratamiento para cancer de piel.
los isótopos se representan escribiendo el símbolo del elemento y colocanddo al lado izuierdo o derecho, el número de masa (A)del isótopo como un supraíndice y el número atómico (Z) como un subíndice. Ejemplo:
4. Isóbaros.
Son átomos de elemntos diferentes, con características propias, que poseen isótopos con el númeo de masa (A). Los isóbaros son comunes en los elemntos químicos reactivos como: calcio, argon, hierro, cobalto, estaño y telurio.
5. Masa Atomica.
Cifra que indica la masa de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (uma), que no puede ser registrada ni por la balnza mas sencible; razón por la cual ha sido calculada en valores cercanos a los diez a la menos veinticuatro ( ) gramos con relación a una masa patrón.
hacia el año de 1963, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada,IUPAC, estableció que la unidad de masa atómica (uma), corresponde a la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12, ya que la masa atómica de este isótopo es 12 uma.
1 uma = 1.66 x 10 a la menos 24 gramos
Nube de electrones
Se denomina nube de electrones a la parte externa de un átomo, región que rodea al núcleo
atómico, y en la cual gravitan los electrones. Los cuales poseen carga eléctrica negativa y
están unidos al núcleo del átomo por la interacción electromagnética. Los electrones al unirse
al núcleo desprenden una pequeña porción de carga negativa y deesta se forma la nube
de electrones. Posee un tamaño unas 50.000 veces superior al del núcleo sin embargo apenas
posee masa.La nube atómica está constituida por capas electrónicas, cuyo número puede variar
de 1a 7, y que se designan con las letras K, L, M, N, O, P y Q. La cantidad de electrones de un
átomo en su estado basal es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir,
al número atómico, por lo que un átomo enestas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual
a 0.A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus electrones
sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una partículacon carga neta
diferente de cero. Que es una nube electrónica? La definición de nube de electrones puede
presentarse como un área que rodea elnúcleo de los átomos y que se caracteriza por
la presencia de electrones. También se puede hacer referencia a esta zona como una órbita
difusa del electrón que giran entorno a núcleo. Intentemos comprender lo que se presenta
una nube de electrones de unátomo a través de información detallada a continuación.
El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor del núcleo
se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de electrones deslocalizados en
el espacio, el cual representa mejor el comportamiento de loselectrones descrito por la
mecánica cuántica únicamente como funciones de densidad de probabilidad de encontrar
un electrón en una región finita de espacio alrededor del núcleo.
Modelos atómicos de nube de electrones
Un electrón está enlazado al núcleo de la fuerza de Coulomb . Dirección de la fuerza de Coulomb depende
de la carga (positivo/negativo) de la partícula
en cuestión. Pasando por esta regla, electrones siendo cargados negativamente obtener
atrajo a los protones cargados positivamente de núcleo. El modelo de nube de electrones
de Schrodinger se ha desarrollado como una mejora sobre ideas
y pensamientos de NeilBohr. Idea subyacentes Schrodinger modelo : A diferencia de anteriores creencias que
electrones giran en órbitas, este modelo afirma
que una nube como región que rodea el núcleo es donde se encuentran los electrones.
Lógica difusa se utiliza para determinar la posición probable de electrones
alrededor del núcleo. Se calcula una estimaciónaproximada del área en que se encuentran
los electrones. Modelo de Bohr y la ecuaciónde Schrodinger tienen similitudes de determinar
la ubicación probable de electrones.
Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de la fuerza electromagnética.
Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostático alrededor del núcleo, lo que
hace necesaria una fuente de energía externa para liberarlos. Cuanto más cerca está un
electrón del núcleo, mayor es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la energía necesaria para
que escape.
Los electrones, como otras partículas, presentan simultáneamente propiedades de partícula
puntual y de onda, y tienden a formar un cierto tipo de onda estacionaria alrededor del núcleo,
en reposo respecto de este. Cada una de estas ondas está caracterizada por un orbital atómico,
una función matemática que describe la probabilidad de encontrar al electrón en cada punto del
espacio. El conjunto de estos orbitales es discreto, es decir, puede enumerarse, como es propio
en todo sistema cuántico. La nube de electrones es la región ocupada por estas ondas,
visualizada como una densidad de carga negativa alrededor del núcleo.
Cada orbital corresponde a un posible valor de energía para los electrones, que se reparten
entre ellos. El principio de exclusión de Pauli prohíbe que más de dos electrones se
encuentren en el mismo orbital. Pueden ocurrir transiciones entre los distintos niveles de
energía: si un electrón absorbe un fotón con energía suficiente, puede saltar a un nivel superior;
también desde un nivel más alto puede acabar en un nivel inferior, radiando el resto de la
energía en un fotón. Las energías dadas por las diferencias entre los valores de estos niveles
son las que se observan en las líneas espectrales del átomo.
PROPIEDADES DE LOS ATOMOS:
1. Los átomos de un mismo elemento son iguales (tamaño, peso y características).
Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
2. Los átomos se unen entre si en proporciones definidas para formar compuestos
(Teoría de Dalton)
3. La masa del átomo está concentrada en su núcleo, los electrones viajan 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. (Teoría de Rutherford)
4.Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas
(Dalton)
ENLACE QUÍMICO
Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre
átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y
poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que
está descrita por las leyes del electromagnetismo.
Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones
cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace
químico (ver teoría del enlace de valencia). En general, el enlace químico fuerte está
asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes.
Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos
rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.
Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren
una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados.
atómico, y en la cual gravitan los electrones. Los cuales poseen carga eléctrica negativa y
están unidos al núcleo del átomo por la interacción electromagnética. Los electrones al unirse
al núcleo desprenden una pequeña porción de carga negativa y deesta se forma la nube
de electrones. Posee un tamaño unas 50.000 veces superior al del núcleo sin embargo apenas
posee masa.La nube atómica está constituida por capas electrónicas, cuyo número puede variar
de 1a 7, y que se designan con las letras K, L, M, N, O, P y Q. La cantidad de electrones de un
átomo en su estado basal es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir,
al número atómico, por lo que un átomo enestas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual
a 0.A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus electrones
sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una partículacon carga neta
diferente de cero. Que es una nube electrónica? La definición de nube de electrones puede
presentarse como un área que rodea elnúcleo de los átomos y que se caracteriza por
la presencia de electrones. También se puede hacer referencia a esta zona como una órbita
difusa del electrón que giran entorno a núcleo. Intentemos comprender lo que se presenta
una nube de electrones de unátomo a través de información detallada a continuación.
El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor del núcleo
se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de electrones deslocalizados en
el espacio, el cual representa mejor el comportamiento de loselectrones descrito por la
mecánica cuántica únicamente como funciones de densidad de probabilidad de encontrar
un electrón en una región finita de espacio alrededor del núcleo.
Modelos atómicos de nube de electrones
Un electrón está enlazado al núcleo de la fuerza de Coulomb . Dirección de la fuerza de Coulomb depende
de la carga (positivo/negativo) de la partícula
en cuestión. Pasando por esta regla, electrones siendo cargados negativamente obtener
atrajo a los protones cargados positivamente de núcleo. El modelo de nube de electrones
de Schrodinger se ha desarrollado como una mejora sobre ideas
y pensamientos de NeilBohr. Idea subyacentes Schrodinger modelo : A diferencia de anteriores creencias que
electrones giran en órbitas, este modelo afirma
que una nube como región que rodea el núcleo es donde se encuentran los electrones.
Lógica difusa se utiliza para determinar la posición probable de electrones
alrededor del núcleo. Se calcula una estimaciónaproximada del área en que se encuentran
los electrones. Modelo de Bohr y la ecuaciónde Schrodinger tienen similitudes de determinar
la ubicación probable de electrones.
Los cinco primeros orbitales atómicos.
Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostático alrededor del núcleo, lo que
hace necesaria una fuente de energía externa para liberarlos. Cuanto más cerca está un
electrón del núcleo, mayor es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la energía necesaria para
que escape.
puntual y de onda, y tienden a formar un cierto tipo de onda estacionaria alrededor del núcleo,
en reposo respecto de este. Cada una de estas ondas está caracterizada por un orbital atómico,
una función matemática que describe la probabilidad de encontrar al electrón en cada punto del
espacio. El conjunto de estos orbitales es discreto, es decir, puede enumerarse, como es propio
en todo sistema cuántico. La nube de electrones es la región ocupada por estas ondas,
visualizada como una densidad de carga negativa alrededor del núcleo.
entre ellos. El principio de exclusión de Pauli prohíbe que más de dos electrones se
encuentren en el mismo orbital. Pueden ocurrir transiciones entre los distintos niveles de
energía: si un electrón absorbe un fotón con energía suficiente, puede saltar a un nivel superior;
también desde un nivel más alto puede acabar en un nivel inferior, radiando el resto de la
energía en un fotón. Las energías dadas por las diferencias entre los valores de estos niveles
son las que se observan en las líneas espectrales del átomo.
PROPIEDADES DE LOS ATOMOS:
1. Los átomos de un mismo elemento son iguales (tamaño, peso y características).
Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
2. Los átomos se unen entre si en proporciones definidas para formar compuestos
(Teoría de Dalton)
3. La masa del átomo está concentrada en su núcleo, los electrones viajan 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. (Teoría de Rutherford)
4.Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas
(Dalton)
ENLACE QUÍMICO
Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre
átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y
poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que
está descrita por las leyes del electromagnetismo.
Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones
cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace
químico (ver teoría del enlace de valencia). En general, el enlace químico fuerte está
asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes.
Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos
rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.
Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren
una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados.
No hay comentarios:
Publicar un comentario