jueves, 12 de febrero de 2015
miércoles, 11 de febrero de 2015
EL ATOMO, TEORIA ATOMICA
Teoría atómica de la materia
Viendo alrededor, la gama de colores, texturas y todas las características de la materia que lo rodean: los
colores de un paisaje, el brillo de una fotografía, la textura de las telas, la solubilidad del azúcar en una taza
de café, la transparencia del vidrio, Los materiales de nuestro mundo tienen una variedad aparentemente
infinita, que inspira poemas, pinturas hermosas, símbolos patrios, emblemas de honor, hasta liturgias de
profundo significado; los materiales de nuestro mundo exhiben una variedad sorprendente.
Las propiedades se clasifican de diferente forma, pero ¿cómo las comprendemos y las ex plicamos? ¿Qué
hace que los diamantes sean duros, mientras que la sal de mesa es quebradiza y se disuelve en agua? ¿Por
qué el papel se quema y el agua apaga el fuego? La estructura y el comportamiento de los átomos es la clave
para entender las propiedades físicas y químicas de la materia.
Es alucinante que la diversidad de las propiedades que se ven a nuestro alrededor proviene de
aproximadamente 100 elementos diferentes, y por tanto de alrededor de 100 tipos de átomos químicamente
distintos.
En esta unidad se comenzará a explorar el fascinante mundo de los átomos, que solo se ha podido
comprender claramente a través de diferentes métodos experimentales. Se analizará la estructura básica del
átomo, su descripción y análisis, para comprenderlo y así lograr adentrarse en el fascinante mundo de la
química.
1. El átomo y las partículas subatómicas fundamentales
La historia del átomo precede a los tiempos en que caminó Jesucristo en la tierra; Demócrito (460–370 a.C.)
y otros filósofos griegos pensaban que el mundo material estaba formado de partículas indivisibles a las que
llamaron “átomos”, que significa “indivisible o infragmentable”. Más tarde Platón y Aristóteles propusieron
la idea de que no podía haber partículas indivisibles. La perspectiva “atómica” de la materia se desvaneció
por muchos siglos, durante los cuales la filosofía aristotélica dominó la cultura occidental.
La idea del átomo resurgió en Europa durante el siglo XVII, cuando los científicos de la época intentaron
explicar las propiedades de los gases. Isaac Newton (1642-1727), el más famoso de la época, se declaró a
favor de la idea del átomo. A medida que los químicos aprendían a medir las cantidades de elementos que
reaccionan entre sí para formar nuevas sustancias, se establecían los cimientos para una teoría atómica. John
Dalton, durante el período de 1803 a 1807, hizo resurgir esa teoría en base a sus trabajos. Los postulados
que incluía la teoría atómica de Dalton fueron:
a. Cada elemento está formado por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
b. Todos los átomos de un mismo elemento dado son idénticos entre sí, en masa y otras propiedades,
pero los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otro elemento.
c. Los átomos de un elemento dado no pueden transformarse en átomos de otro elemento mediante
reacciones químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en reacciones químicas.
d. Los compuestos se forman cuando los átomos de más de un elemento se combinan; un compuesto
dado siempre tiene el mismo número relativo y tipo de átomos.
Para que una teoría tenga éxito, no solo debe explicar las observaciones conocidas, sino también predecir
correctamente el resultado de eventos y experimentos aún no conocidos.
La teoría de Dalton explica varias leyes sencillas sobre combinación química que se formularon en esa época,
como la “ley de composición constante” yla “ley de conservación de la masa”, y que aún hoy siguen siendo
leyes comprobadas del funcionamiento de las reacciones químicas.
Ni Dalton ni los científicos de su época contaron con evidencias directas de la existencia de los átomos. En la
actualidad podemos utilizar poderosos instrumentos para determinar propiedades de átomos individuales e
incluso obtener imágenes de ellos. Más aún, ahora sabemos que los átomos se componen de partículas
subatómicas aún más pequeñas.
En un artículo científico publicado en 1897, de J.J. Thomson, resumió sus observaciones experimentales de
los rayos catódicos, y concluyó que estos son un haz de partículas con carga negativa. El artículo de Thomson
se acepta en general como el “descubrimiento” de lo que después se conoció como el electrón. Además sus
mediciones dieron a conocer la relación carga-masa del electrón, resultando un valor de 1.76 X 10
8 coulombs por gramos.
En 1909, Robert Millikan (1868 – 1953), logró medir la carga de un electrón, por medio de un experimento a
partir de unas gotas de aceite que habían capturado electrones adicionales, hizo mediciones de voltaje con
respecto a la velocidad de caída de las gotitas de aceite entre dos placas. Su experimento mostró que las
cargas eran siempre múltiplos enteros de 1.602 X 10
-19
C, lo cual dedujo era la carga de un solo electrón.
Utilizando el valor experimental de la carga del electrón, y su relación carga-masa de Thomson se determina
que la masa del electrón conduce a un resultado de 9.10 X 10
-28
g. Este resultado coincide con el valor
actualmente aceptado para la masa del electrón, 9.109382 X 10
-28
g. Esta masa es aproximadamente 2000
veces más pequeña que la del hidrógeno, el átomo más ligero.
Reflexionando las consecuencias de los experimentos de Thomson con rayos catódicos, como la materia en
su conjunto es eléctricamente neutra, el hecho de que los átomos de un electrodo puedan generar partículas
cargadas negativamente (electrones) debe significar que esos mismos átomos contienen partículas cargadas
positivamente. La búsqueda de esas partículas llevó a Ernest Rutherford (1871 – 1937) a realizar un
experimento crucial, cuyos resultados fueron publicados en 1911.
El trabajo de Rutherford implicó un rayo de partículas alfa, un tipo de emisión descubierta de elementos
radiactivos. Cuando Rutherford dirigió un rayo de partículas alfa a una delgada lámina de oro, vio que casi
todas las partículas pasaban de la lámina sin sufrir ninguna desviación. Sin embargo, un número muy
pequeño de ellas (alrededor de 1 de cada 20,000) se desviaban con cierto ángulo, mientras que algunas
rebotaban hacia la fuente de las partículas. Un acercamiento muestra que la mayor parte de un átomo
consiste en espacio vacío, en tanto que solo las partículas alfa que golpean un núcleo son desviadas.
Rutherford explicó sus resultados con la propuesta de que un átomo de metal debe consistir,
casi por completo, en espacio vacío, y su masa debe estar concentrada en una parte central muy pequeña, a la que llamó núcleo. Si el núcleo contiene las cargas positivas del átomo y la mayor parte de su masa, mientras los electrones están relativamente a una distancia grande de aquél, entonces quedaba claro por qué se observaba la dispersión resultante: la mayoría de las partículas alfa encontraba espacio vacío al llegar a la lámina. Sólo cuando una partícula alfa positiva pasaba cerca de un núcleo positivo, pequeño pero ma sivo, era repelida con fuerza suficiente para hacerla rebotar.
Las mediciones modernas demuestran que un átomo tiene un diámetro aproximado de 10
-10
m y que el
núcleo es de cerca de 10
-15
m. No obstante, a partir de estos números, es difícil imaginar lo pequeño que en
realidad es un núcleo, para fines de comparación, piense que si un átomo fuera del tamaño de un estadio
techado, el núcleo tendría el tamaño aproximado de un guisante situado en el centro de la cancha.
Experimentos adicionales de Rutherford y otros en el período que va de 1910 a 1930 demostraron que el
núcleo está compuesto de dos clases de partículas, llamadas protones y neutrones. Los protones tienen una
masa de 1.672622 X 10
-24
g (alrededor de 1836 veces más grande que la del electrón) y carga positiva. Como
la carga de un protón es de signo contrario, pero de igual magnitud que la de un electrón, los números de
protones y electrones de un átomo neutro son iguales. Los neutrones (1.674927 X 10
-24
g) son casi idénticos
a los protones en cuanto a su masa, aunque no tienen carga, y el número de neutrones en un núcleo no se
relaciona de manera directa con el de protones y electrones. En la tabla 1 se hace una comparación de las
tres partículas subatómicas fundamentales, en tanto que brinda un panorama proximal del átomo.
Partícula Masa Carga
gramos uma* Coulombs e
Electrón 9.109382 X 10
-28
5.485799 X 10
-4
- 1.602176 X 10
-19
- 1
Protón 1.672622 X 10
-24
1.007276 + 1.602176 X 10
-19
+ 1
Neutrón 1.674927 X 10
-24
1.008665 0 0
Tabla 1. Comparación de las partículas subatómicas
*La unidad de masa atómica (uma) se definirá más adelante.
Partícula Masa Carga
gramos uma* Coulombs e
Electrón 9.109382 X 10
-28
5.485799 X 10
-4
- 1.602176 X 10
-19
- 1
Protón 1.672622 X 10
-24
1.007276 + 1.602176 X 10
-19
+ 1
Neutrón 1.674927 X 10
-24
1.008665 0 0
Tabla 1. Comparación de las partículas subatómicas
*La unidad de masa atómica (uma) se definirá más adelante.
2. Número atómico y másico
El descubrimiento de las subpartículas fundamentales del átomo dio pie a una caracterización atómica. Lo
que hace que un átomo de un elemento sea diferente de un átomo de otro elemento es que los átomos de
cada elemento tienen un número característico de protones. Definiendo dos términos útiles para caracterizar
un átomo.
El número atómico “Z”, se concibió como el número de protones que posee un átomo determinado
El número másico “A” es el número total de protones y neutrones.
En base a las definiciones anteriores se pueden hacer las
consideraciones siguientes: el número total de electrones en un
átomo es igual a Z porque el átomo es eléctricamente neutro, el
número de neutrones es A – Z. Un electrón posee una unidad
atómica de carga negativa, y un protón posee una unidad
atómica de carga positiva, y un neutrón es eléctricamente
neutro.
La forma de escribir el número atómico para un elemento
químico es colocándolo como un subíndice a la izquierda del
símbolo del elemento correspondiente, y el número másico se
coloca como un superíndice a la izquierda del símbolo del
elemento.
Como todos los átomos de un elemento determinado tienen el mismo número atómico, el subíndice es
redundante y con frecuencia se omite. Así el símbolo del carbono-12 puede representarse simplemente
como
12
C.
Número másico
Número Atómico
𝑁𝑒
10
22
Figura 2. Escritura del número atómico “Z”
y número másico para “A” para el Neón.
10
3. Isótopos
Los átomos de un elemento determinado pueden diferir en el número de neutrones que contienen, y como
consecuencia, en su masa. Por ejemplo, la mayoría de los átomos de carbono tienen seis neutrones, aunque
algunos tienen más y otros menos.
Esos átomos con números atómicos idénticos, pero con números de masa diferentes (es decir igual número
de protones, pero diferente número de neutrones) se conocen como isótopos, y que significa en el mismo
sitio, haciendo referencia a su ubicación en la tabla periódica. En general, se utiliza la notación con
superíndices solo al hacer referencia a un isótopo particular de un elemento.
La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 21 elementos (por ejemplo el
berilio o sodio) poseen un solo isótopo natural. En contraste, el estaño es el elemento con más isótopos
estables, 10.
Además, hay isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor
de 1200). El concepto de estabilidad no es algo fijo, ya que existen isótopos semiestables, Y se debe a que
aunque son radiactivos, poseen períodos de semidesintegración extremadamente largos comparados con la
edad de la tierra.
Si la relación entre el número de protones y neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear,
el isótopo es radiactivo.
3.1 Otra clasificación de los isótopos
4.1.1 Isótopos naturales
Son los que se encuentran en la naturaleza. Por ejemplo el carbono-14 es un núcleo radiactivo del medio
ambiente, y se utiliza para estimar fechas en organismos que vivieron hace muchos años, organismos
fosilizados; ya que el carbono-14 posee un tiempo de vida media de 5760 años. La técnica se fundamenta en
que la cantidad de
14
C que posee un organismo en vida es constante, ese nivel se mantiene así por las
diferentes formas en que un organismo intercambia carbono con el medio ambiente, por ejemplo la
respiración de los mamíferos y la ingesta de alimentos; en el momento en que un orga nismo muere, el
carbono-14 ya no se intercambia con el medio, y su cantidad disminuye debido a reacciones nucleares; con
la ecuación correcta, y por la determinación de cantidad de carbono-14 se pueden datar edades que para los
humanos son de difícil comprensión, puesto que nos cuesta adaptarnos a la impresión de esa cantidad de
años, al tener la imposibilidad de un marco de referencia personal de ese tipo.
4.1.2 Isótopos artificiales
Son los que se producen en laboratorios por medio de bombardeos de partículas subatómicas o en las
centrales nucleares. Tienden a tener una vida muy corta, debido a su inestabilidad y radiactividad que lo
presentan. Uno de ellos es el Cesio, cuyos isótopos artificiales se utilizan en plantas nucleares de generación
eléctrica.
El hidrógeno tiene tres isótopos naturales, el protio
1
H, el deuterio
2
H y el tritio
3
H, se han logrado sintetizar
en el laboratorio otros radioisótopos, es decir que son radiactivos e inestables, por lo que su vida es corta, y
que van desde el
4
H al
7
H. El hidrógeno es el único que tiene nombres diferentes para sus isótopos de uso
corriente. El agua que conocemos como H2O es en general “óxido de protio”, puesto que es el isótopo natural
más abundante del hidrógeno, más del 99.98%. Se denomina agua pesada al "óxido de deuterio", una
molécula con composición química equivalente al agua, en la que los dos átomos de protio son sustituidos
por dos de deuterio, de forma similar el agua semipesada está formada por un átomo de protio y uno de
deuterio; existe también el agua tritiada, contiene tritio en lugar de protio y deuterio, es la forma radiactiva
del agua.
4. Radiación electromagnética
La comprensión de las estructuras electrónicas de los átomos será más fácil si se estudia primero la
interacción de la radiación electromagnética con la materia.
La radiación electromagnética es una forma de transmisión de
energía en la que los campos eléctricos y magnéticos se propagan como
ondas a través del espacio vacío (el vacío) o a través de un medio como
el vidrio. Una onda es una perturbación que transmite energía a
través del espacio o un medio material.
Un campo eléctrico es la región alrededor de una partícula cargada
eléctricamente. Se puede detectar la presencia de un campo
eléctrico midiendo la fuerza ejercida sobre un objeto cargado
eléctricamente que se encuentre dentro del campo. Un campo
magnético se encuentra a los alrededores de un imán, existen
diferencias que entre el campo eléctrico y el magnético que no se
discutirán en este material. De acuerdo con la teoría propuesta de James
Clerk Maxwell (1831 – 1879) en 1865, la radiación
electromagnética, una propagación de campo eléctrico y
magnético, se produce por una aceleración de una partícula
cargada eléctricamente. Las ondas de radio por ejemplo, son una
forma de radiación electromagnética producida por oscilaciones,
fluctuaciones de la corriente eléctrica en un circuito eléctrico
especialmente diseñado.
Figura 4. El movimiento ondulatorio más
sencillo: una onda a través de una
cuerda
12
Imagine que ata el extremo de una cuerda larga a un clavo en la pared, y sujeta el otro extremo con la mano
(figura 4). Además, que ha coloreado un pequeño segmento de la cuerda con tinta roja. Al mover la mano de
arriba abajo se produce un movimiento de onda en la cuerda. La onda viaja a lo largo de la cuerda, pero el
segmento coloreado solo se mueve de arriba abajo. La onda contiene crestas y valles, o puntos bajos donde
la cuerda está a la mayor distancia por encima de la línea central. La altura máxima de la onda se denomina
amplitud, y la distancia entre el máximo de dos crestas sucesivas o valles se denomina longitud de onda, y se
designa con la letra 𝜆. Se denomina frecuencia al número de crestas o valles que pasan por un punto dado
por unidad de tiempo, y se simboliza por la letra griega nu “𝜈”.
Una característica de la radiación electromagnética es su velocidad constante, en el vacío, 2.99792458 X 10
8
ms
-1
, que se denomina velocidad de la luz, y se representa por “c”. La relación entre esta velocidad, la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética es: 𝑐 = 𝜈 × 𝜆.
El intervalo amplio de longitudes de onda y frecuencias genera un espectro de las radiaciones
electromagnéticas (figura 5), este hecho ilustra que la longitud de onda de la radiación electromagnética es
más corta para frecuencia alta y más larga para frecuencia baja.
Viendo alrededor, la gama de colores, texturas y todas las características de la materia que lo rodean: los
colores de un paisaje, el brillo de una fotografía, la textura de las telas, la solubilidad del azúcar en una taza
de café, la transparencia del vidrio, Los materiales de nuestro mundo tienen una variedad aparentemente
infinita, que inspira poemas, pinturas hermosas, símbolos patrios, emblemas de honor, hasta liturgias de
profundo significado; los materiales de nuestro mundo exhiben una variedad sorprendente.
Las propiedades se clasifican de diferente forma, pero ¿cómo las comprendemos y las ex plicamos? ¿Qué
hace que los diamantes sean duros, mientras que la sal de mesa es quebradiza y se disuelve en agua? ¿Por
qué el papel se quema y el agua apaga el fuego? La estructura y el comportamiento de los átomos es la clave
para entender las propiedades físicas y químicas de la materia.
Es alucinante que la diversidad de las propiedades que se ven a nuestro alrededor proviene de
aproximadamente 100 elementos diferentes, y por tanto de alrededor de 100 tipos de átomos químicamente
distintos.
En esta unidad se comenzará a explorar el fascinante mundo de los átomos, que solo se ha podido
comprender claramente a través de diferentes métodos experimentales. Se analizará la estructura básica del
átomo, su descripción y análisis, para comprenderlo y así lograr adentrarse en el fascinante mundo de la
química.
1. El átomo y las partículas subatómicas fundamentales
La historia del átomo precede a los tiempos en que caminó Jesucristo en la tierra; Demócrito (460–370 a.C.)
y otros filósofos griegos pensaban que el mundo material estaba formado de partículas indivisibles a las que
llamaron “átomos”, que significa “indivisible o infragmentable”. Más tarde Platón y Aristóteles propusieron
la idea de que no podía haber partículas indivisibles. La perspectiva “atómica” de la materia se desvaneció
por muchos siglos, durante los cuales la filosofía aristotélica dominó la cultura occidental.
La idea del átomo resurgió en Europa durante el siglo XVII, cuando los científicos de la época intentaron
explicar las propiedades de los gases. Isaac Newton (1642-1727), el más famoso de la época, se declaró a
favor de la idea del átomo. A medida que los químicos aprendían a medir las cantidades de elementos que
reaccionan entre sí para formar nuevas sustancias, se establecían los cimientos para una teoría atómica. John
Dalton, durante el período de 1803 a 1807, hizo resurgir esa teoría en base a sus trabajos. Los postulados
que incluía la teoría atómica de Dalton fueron:
a. Cada elemento está formado por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
b. Todos los átomos de un mismo elemento dado son idénticos entre sí, en masa y otras propiedades,
pero los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otro elemento.
c. Los átomos de un elemento dado no pueden transformarse en átomos de otro elemento mediante
reacciones químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en reacciones químicas.
d. Los compuestos se forman cuando los átomos de más de un elemento se combinan; un compuesto
dado siempre tiene el mismo número relativo y tipo de átomos.
Para que una teoría tenga éxito, no solo debe explicar las observaciones conocidas, sino también predecir
correctamente el resultado de eventos y experimentos aún no conocidos.
La teoría de Dalton explica varias leyes sencillas sobre combinación química que se formularon en esa época,
como la “ley de composición constante” yla “ley de conservación de la masa”, y que aún hoy siguen siendo
leyes comprobadas del funcionamiento de las reacciones químicas.
Ni Dalton ni los científicos de su época contaron con evidencias directas de la existencia de los átomos. En la
actualidad podemos utilizar poderosos instrumentos para determinar propiedades de átomos individuales e
incluso obtener imágenes de ellos. Más aún, ahora sabemos que los átomos se componen de partículas
subatómicas aún más pequeñas.
En un artículo científico publicado en 1897, de J.J. Thomson, resumió sus observaciones experimentales de
los rayos catódicos, y concluyó que estos son un haz de partículas con carga negativa. El artículo de Thomson
se acepta en general como el “descubrimiento” de lo que después se conoció como el electrón. Además sus
mediciones dieron a conocer la relación carga-masa del electrón, resultando un valor de 1.76 X 10
8 coulombs por gramos.
En 1909, Robert Millikan (1868 – 1953), logró medir la carga de un electrón, por medio de un experimento a
partir de unas gotas de aceite que habían capturado electrones adicionales, hizo mediciones de voltaje con
respecto a la velocidad de caída de las gotitas de aceite entre dos placas. Su experimento mostró que las
cargas eran siempre múltiplos enteros de 1.602 X 10
-19
C, lo cual dedujo era la carga de un solo electrón.
Utilizando el valor experimental de la carga del electrón, y su relación carga-masa de Thomson se determina
que la masa del electrón conduce a un resultado de 9.10 X 10
-28
g. Este resultado coincide con el valor
actualmente aceptado para la masa del electrón, 9.109382 X 10
-28
g. Esta masa es aproximadamente 2000
veces más pequeña que la del hidrógeno, el átomo más ligero.
Reflexionando las consecuencias de los experimentos de Thomson con rayos catódicos, como la materia en
su conjunto es eléctricamente neutra, el hecho de que los átomos de un electrodo puedan generar partículas
cargadas negativamente (electrones) debe significar que esos mismos átomos contienen partículas cargadas
positivamente. La búsqueda de esas partículas llevó a Ernest Rutherford (1871 – 1937) a realizar un
experimento crucial, cuyos resultados fueron publicados en 1911.
El trabajo de Rutherford implicó un rayo de partículas alfa, un tipo de emisión descubierta de elementos
radiactivos. Cuando Rutherford dirigió un rayo de partículas alfa a una delgada lámina de oro, vio que casi
todas las partículas pasaban de la lámina sin sufrir ninguna desviación. Sin embargo, un número muy
pequeño de ellas (alrededor de 1 de cada 20,000) se desviaban con cierto ángulo, mientras que algunas
rebotaban hacia la fuente de las partículas. Un acercamiento muestra que la mayor parte de un átomo
consiste en espacio vacío, en tanto que solo las partículas alfa que golpean un núcleo son desviadas.
Rutherford explicó sus resultados con la propuesta de que un átomo de metal debe consistir,
casi por completo, en espacio vacío, y su masa debe estar concentrada en una parte central muy pequeña, a la que llamó núcleo. Si el núcleo contiene las cargas positivas del átomo y la mayor parte de su masa, mientras los electrones están relativamente a una distancia grande de aquél, entonces quedaba claro por qué se observaba la dispersión resultante: la mayoría de las partículas alfa encontraba espacio vacío al llegar a la lámina. Sólo cuando una partícula alfa positiva pasaba cerca de un núcleo positivo, pequeño pero ma sivo, era repelida con fuerza suficiente para hacerla rebotar.
Las mediciones modernas demuestran que un átomo tiene un diámetro aproximado de 10
-10
m y que el
núcleo es de cerca de 10
-15
m. No obstante, a partir de estos números, es difícil imaginar lo pequeño que en
realidad es un núcleo, para fines de comparación, piense que si un átomo fuera del tamaño de un estadio
techado, el núcleo tendría el tamaño aproximado de un guisante situado en el centro de la cancha.
Experimentos adicionales de Rutherford y otros en el período que va de 1910 a 1930 demostraron que el
núcleo está compuesto de dos clases de partículas, llamadas protones y neutrones. Los protones tienen una
masa de 1.672622 X 10
-24
g (alrededor de 1836 veces más grande que la del electrón) y carga positiva. Como
la carga de un protón es de signo contrario, pero de igual magnitud que la de un electrón, los números de
protones y electrones de un átomo neutro son iguales. Los neutrones (1.674927 X 10
-24
g) son casi idénticos
a los protones en cuanto a su masa, aunque no tienen carga, y el número de neutrones en un núcleo no se
relaciona de manera directa con el de protones y electrones. En la tabla 1 se hace una comparación de las
tres partículas subatómicas fundamentales, en tanto que brinda un panorama proximal del átomo.
Partícula Masa Carga
gramos uma* Coulombs e
Electrón 9.109382 X 10
-28
5.485799 X 10
-4
- 1.602176 X 10
-19
- 1
Protón 1.672622 X 10
-24
1.007276 + 1.602176 X 10
-19
+ 1
Neutrón 1.674927 X 10
-24
1.008665 0 0
Tabla 1. Comparación de las partículas subatómicas
*La unidad de masa atómica (uma) se definirá más adelante.
Partícula Masa Carga
gramos uma* Coulombs e
Electrón 9.109382 X 10
-28
5.485799 X 10
-4
- 1.602176 X 10
-19
- 1
Protón 1.672622 X 10
-24
1.007276 + 1.602176 X 10
-19
+ 1
Neutrón 1.674927 X 10
-24
1.008665 0 0
Tabla 1. Comparación de las partículas subatómicas
*La unidad de masa atómica (uma) se definirá más adelante.
2. Número atómico y másico
El descubrimiento de las subpartículas fundamentales del átomo dio pie a una caracterización atómica. Lo
que hace que un átomo de un elemento sea diferente de un átomo de otro elemento es que los átomos de
cada elemento tienen un número característico de protones. Definiendo dos términos útiles para caracterizar
un átomo.
El número atómico “Z”, se concibió como el número de protones que posee un átomo determinado
El número másico “A” es el número total de protones y neutrones.
En base a las definiciones anteriores se pueden hacer las
consideraciones siguientes: el número total de electrones en un
átomo es igual a Z porque el átomo es eléctricamente neutro, el
número de neutrones es A – Z. Un electrón posee una unidad
atómica de carga negativa, y un protón posee una unidad
atómica de carga positiva, y un neutrón es eléctricamente
neutro.
La forma de escribir el número atómico para un elemento
químico es colocándolo como un subíndice a la izquierda del
símbolo del elemento correspondiente, y el número másico se
coloca como un superíndice a la izquierda del símbolo del
elemento.
Como todos los átomos de un elemento determinado tienen el mismo número atómico, el subíndice es
redundante y con frecuencia se omite. Así el símbolo del carbono-12 puede representarse simplemente
como
12
C.
Número másico
Número Atómico
𝑁𝑒
10
22
Figura 2. Escritura del número atómico “Z”
y número másico para “A” para el Neón.
10
3. Isótopos
Los átomos de un elemento determinado pueden diferir en el número de neutrones que contienen, y como
consecuencia, en su masa. Por ejemplo, la mayoría de los átomos de carbono tienen seis neutrones, aunque
algunos tienen más y otros menos.
Esos átomos con números atómicos idénticos, pero con números de masa diferentes (es decir igual número
de protones, pero diferente número de neutrones) se conocen como isótopos, y que significa en el mismo
sitio, haciendo referencia a su ubicación en la tabla periódica. En general, se utiliza la notación con
superíndices solo al hacer referencia a un isótopo particular de un elemento.
La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 21 elementos (por ejemplo el
berilio o sodio) poseen un solo isótopo natural. En contraste, el estaño es el elemento con más isótopos
estables, 10.
Además, hay isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor
de 1200). El concepto de estabilidad no es algo fijo, ya que existen isótopos semiestables, Y se debe a que
aunque son radiactivos, poseen períodos de semidesintegración extremadamente largos comparados con la
edad de la tierra.
Si la relación entre el número de protones y neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear,
el isótopo es radiactivo.
3.1 Otra clasificación de los isótopos
4.1.1 Isótopos naturales
Son los que se encuentran en la naturaleza. Por ejemplo el carbono-14 es un núcleo radiactivo del medio
ambiente, y se utiliza para estimar fechas en organismos que vivieron hace muchos años, organismos
fosilizados; ya que el carbono-14 posee un tiempo de vida media de 5760 años. La técnica se fundamenta en
que la cantidad de
14
C que posee un organismo en vida es constante, ese nivel se mantiene así por las
diferentes formas en que un organismo intercambia carbono con el medio ambiente, por ejemplo la
respiración de los mamíferos y la ingesta de alimentos; en el momento en que un orga nismo muere, el
carbono-14 ya no se intercambia con el medio, y su cantidad disminuye debido a reacciones nucleares; con
la ecuación correcta, y por la determinación de cantidad de carbono-14 se pueden datar edades que para los
humanos son de difícil comprensión, puesto que nos cuesta adaptarnos a la impresión de esa cantidad de
años, al tener la imposibilidad de un marco de referencia personal de ese tipo.
4.1.2 Isótopos artificiales
Son los que se producen en laboratorios por medio de bombardeos de partículas subatómicas o en las
centrales nucleares. Tienden a tener una vida muy corta, debido a su inestabilidad y radiactividad que lo
presentan. Uno de ellos es el Cesio, cuyos isótopos artificiales se utilizan en plantas nucleares de generación
eléctrica.
El hidrógeno tiene tres isótopos naturales, el protio
1
H, el deuterio
2
H y el tritio
3
H, se han logrado sintetizar
en el laboratorio otros radioisótopos, es decir que son radiactivos e inestables, por lo que su vida es corta, y
que van desde el
4
H al
7
H. El hidrógeno es el único que tiene nombres diferentes para sus isótopos de uso
corriente. El agua que conocemos como H2O es en general “óxido de protio”, puesto que es el isótopo natural
más abundante del hidrógeno, más del 99.98%. Se denomina agua pesada al "óxido de deuterio", una
molécula con composición química equivalente al agua, en la que los dos átomos de protio son sustituidos
por dos de deuterio, de forma similar el agua semipesada está formada por un átomo de protio y uno de
deuterio; existe también el agua tritiada, contiene tritio en lugar de protio y deuterio, es la forma radiactiva
del agua.
4. Radiación electromagnética
La comprensión de las estructuras electrónicas de los átomos será más fácil si se estudia primero la
interacción de la radiación electromagnética con la materia.
La radiación electromagnética es una forma de transmisión de
energía en la que los campos eléctricos y magnéticos se propagan como
ondas a través del espacio vacío (el vacío) o a través de un medio como
el vidrio. Una onda es una perturbación que transmite energía a
través del espacio o un medio material.
Un campo eléctrico es la región alrededor de una partícula cargada
eléctricamente. Se puede detectar la presencia de un campo
eléctrico midiendo la fuerza ejercida sobre un objeto cargado
eléctricamente que se encuentre dentro del campo. Un campo
magnético se encuentra a los alrededores de un imán, existen
diferencias que entre el campo eléctrico y el magnético que no se
discutirán en este material. De acuerdo con la teoría propuesta de James
Clerk Maxwell (1831 – 1879) en 1865, la radiación
electromagnética, una propagación de campo eléctrico y
magnético, se produce por una aceleración de una partícula
cargada eléctricamente. Las ondas de radio por ejemplo, son una
forma de radiación electromagnética producida por oscilaciones,
fluctuaciones de la corriente eléctrica en un circuito eléctrico
especialmente diseñado.
Figura 4. El movimiento ondulatorio más
sencillo: una onda a través de una
cuerda
12
Imagine que ata el extremo de una cuerda larga a un clavo en la pared, y sujeta el otro extremo con la mano
(figura 4). Además, que ha coloreado un pequeño segmento de la cuerda con tinta roja. Al mover la mano de
arriba abajo se produce un movimiento de onda en la cuerda. La onda viaja a lo largo de la cuerda, pero el
segmento coloreado solo se mueve de arriba abajo. La onda contiene crestas y valles, o puntos bajos donde
la cuerda está a la mayor distancia por encima de la línea central. La altura máxima de la onda se denomina
amplitud, y la distancia entre el máximo de dos crestas sucesivas o valles se denomina longitud de onda, y se
designa con la letra 𝜆. Se denomina frecuencia al número de crestas o valles que pasan por un punto dado
por unidad de tiempo, y se simboliza por la letra griega nu “𝜈”.
Una característica de la radiación electromagnética es su velocidad constante, en el vacío, 2.99792458 X 10
8
ms
-1
, que se denomina velocidad de la luz, y se representa por “c”. La relación entre esta velocidad, la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética es: 𝑐 = 𝜈 × 𝜆.
El intervalo amplio de longitudes de onda y frecuencias genera un espectro de las radiaciones
electromagnéticas (figura 5), este hecho ilustra que la longitud de onda de la radiación electromagnética es
más corta para frecuencia alta y más larga para frecuencia baja.
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