" Estructura atómica".
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UNIDAD 2 “UN VIAJE AL INTERIOR DE LA MATERIA” ESTRUCTURA ATÓMICA QUIM. GABRIEL JIMENEZ ZERON ESTRUCTURA ATÓMICA En química, el átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτοµον, sin partes) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos. El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas. La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleones, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa. El núcleo atómico El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases: • Protones: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y 1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón. • Neutrones: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10–27 kg). El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. El núcleo del siguiente elemento en la tabla periódica, el helio, se encuentra formado por dos protones y dos neutrones. La cantidad de protones contenidas en el núcleo del átomo se conoce como número atómico, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico. Es el que distingue a un elemento químico de otro. Según lo descrito anteriormente, el número atómico del hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 2 (2He). La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del hidrógeno es 1(1H), y el del helio, 4(4He). Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas. Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son los isótonos, que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros son átomos que tienen el mismo número másico. Debido a que los protones tienen cargas positivas se deberían repeler entre sí, sin embargo, el núcleo del átomo mantiene su cohesión debido a la existencia de otra fuerza de mayor magnitud, aunque de menor alcance conocida como la interacción nuclear fuerte. Interacciones eléctricas entre protones y electrones Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico de Thomson, situación que varió después de la experiencia de Rutherford. Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa central cargada positívamente rodeada de una nube de carga negativa. Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10−10 s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo. Nube electrónica Alrededor del núcleo se encuentran los electrones que son partículas elementales de carga negativa igual a una carga elemental y con una masa de 9,10 × 10–31 kg 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 en estas 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 partícula con carga neta diferente de cero. 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 o difusos en el espacio, el cual representa mejor el comportamiento de los electrones 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. Dimensiones atómicas La mayor parte de la masa de un átomo se concentra en el núcleo, formado por los protones y los neutrones, ambos conocidos como nucleones, los cuales son 1836 y 1838 veces más pesados que el electrón respectivamente. El tamaño o volumen exacto de un átomo es difícil de calcular, ya que las nubes de electrones no cuentan con bordes definidos, pero puede estimarse razonablemente en 1,0586 × 10–10 m, el doble del radio de Bohr para el átomo de hidrógeno. Si esto se compara con el tamaño de un protón, que es la única partícula que compone el núcleo del hidrógeno, que es aproximadamente 1 × 10–15 se ve que el núcleo de un átomo es cerca de 100.000 veces menor que el átomo mismo, y sin embargo, concentra prácticamente el 100% de su masa. Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, el núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones, como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos. Historia de la teoría atómica El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean. El siguiente avance significativo se realizó hasta en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: "La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma."; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro. Luego en 1811 Amedeo Avogadro, físico italiano, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas. El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente. La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos. Evolución del modelo atómico La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica. Modelo de Dalton El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton. Éxitos del modelo El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones. • Además el modelo aclaraba que aun existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos. • En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple. Postulados de Dalton Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples: 1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes. 3. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas. 4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. 5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. 6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones (p+). Modelo de Thomson El modelo atómico de Thomson, también conocido como el budin de pasas, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1897 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón, antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, sitivo, como pasas en un budín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. En 1904 Thomson recibió el premio Nobel de Física por este descubrimiento. Dado que el átomo no deja de ser un sistema material que contiene una cierta cantidad de energía externa, ésta provoca un cierto grado de atracción de los electrones contenidos en la estructura atómica. Desde este punto d de vista, puede interpretarse que el modelo atómico de Thomson es un modelo actual como consecuencia de la elasticidad de los electrones en el coseno de la citada estructura. Si hacemos una interpretación del modelo atómico desde un punto de vista más microscópico, puede definirse una estructura abierta para el mismo dado que los protones se encuentran inmersos y sumergidos en el seno de la masa que define la carga neutra del átomo. Dicho modelo fue rebatido tras el experimento de Rutherford,, cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford Modelo atómico de Thomson Modelo de Rutherford El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico britániconeozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911. Antes de la propuesta de Rutherford, los físicos pequeños aceptaban que las cargas eléctricas en el átomo tenían una distribución más o menos uniforme. Rutherford trató de ver cómo mo era la dispersión dispersión de partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro muy delgada. Los ángulos deflactados por las partículas supuestamente aportarían información sobre cómo c mo era la distribución de carga en los átomos. En concreto, era de esperar que si las cargas cargas estaban distribuidas acordemente al modelo de Thomson la mayoría de las partículas atravesarían la delgada lámina sufriendo sólo ligerísimas refracciones acciones en su trayectoria aproximadamente recta. Aunque esto era cierto para la mayoría de partículas alfa, a, un número importante de estas sufrían deflexiones de cerca de 180º, es decir, prácticamente salían rebotadas en dirección opuesta a la incidente. Importancia del modelo La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer la existencia de un núcleo leo en el átomo. Término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos. Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que si no, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío. Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además se abría varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlo: • Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales. • Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 – 10 seg, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.2 Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica. Aunque según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma indefinidas. No obstante, los resultados de su experimento, permitieron calcular que el radio del átomo era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, lo que hace que haya un gran espacio vacío en el interior de los átomos. Modelo de Bohr Modelo atómico de Bohr El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo del átomo propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones. Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal. Los niveles que en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen. Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica. Postulados de Bohr En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a los siguientes postulados fundamentales: 1. Los electrones orbitan el núcleo del átomo en niveles de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas. 2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios. 3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas. Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo. El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Sin embargo, Bohr no puedo explicar la existencia de órbitas estables. Modelo de Schrödinger: modelo de la mecánica cuántica El modelo atómico de Schrödinger es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo el electrón se contemplaba originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico. En 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas. Características del modelo El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas. Adecuación empírica El modelo atómico, Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisión espectrales, también predice adecuadamente la modificación de los niveles energéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico. Además el enlace químico y la estabilidad de las moléculas. Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo. En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, en vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como REEMPE (región espacio energética de manifestación probabilística electrónica) antes orbital. Regla de exclusión de Pauli Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón. De aquí salen los valores del espín o giro de los electrones que es . También que en una orientación deben de caber dos electrones excepto cuando el número de electrones se ha acabado por lo cual el orden que debe de seguir este ordenamiento en cada nivel es primero los de spin negativo (-1/2) y luego los positivos. Regla del octeto Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno de spin +1/2 y otro de spin -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p 6 con la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno, que se completa con 2 electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto se combina con 2 átomos de hidrógenos (en el caso del agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2. En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 91%. Ejemplo de ello: 10Ne: 1s2, 2s2, 2p6 regla del octeto: 11Na:(Ne)10, 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 Orbital o REEMPE En química se usa la expresión REEMPE para designar el valor esperado de un operador densidad de estados de dos electrones. En otras palabras: la región donde existe mayor posibilidad de encontrar como máximo 2 electrones que se mueven en forma paralela y en sentidos contrarios. Su nombre provine de Región de Espacio Energético de Manifestación Probalistica del Electrón.
