Química 1 para ingenieros/Átomos y partículas subatómicas

Teoría atómica

Teoría atómica de Dalton

Los filósofos de la Antigüedad especularon sobre la naturaleza de la “materia” con el que estaba formado el mundo. Demócrito (460-370 a. C.) y otros filósofos griegos pensaban que el mundo material debía estar formado de pequeñas partículas indivisibles a las que llamaron átomos, que significa “indivisible”. Sin embargo, más tarde, Platón y Aristóteles propusieron la idea de que no podía haber partículas indivisibles, y así la perspectiva “atómica” de la materia se desvaneció por muchos siglos, durante los cuales la filosofía aristotélica dominó la cultura occidental. El concepto de átomo resurgió en Europa durante el siglo XVII. Cuando los científicos intentaron medir las cantidades de elementos que reaccionaban entre sí para formar nuevas sustancias, se estableció la base para una teoría atómica que vinculaba la idea de elementos con la idea de átomos. ^[1]

En 1808, el científico inglés, profesor John Dalton, formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos. La teoría atómica de Dalton e ideas afines sentaron las bases de la estequiometría de composición y de la estequiometría de reacción.

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.

2. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos entre sí, pero los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otros elementos.

3. Los átomos de un elemento no se pueden transformar en átomos de otro elemento mediante reacciones químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en reacciones químicas.

*Figura 3: Átomos de oxígeno y nitrógeno*

4. 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.

*Figura 4: Compuesto formado por los elementos X e Y*

Estructura del átomo

Un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton imaginó un átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones iniciadas aproximadamente en 1850, y que continuaron hasta el siglo , demostraron claramente que los átomos tienen una estructura interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y neutrones. ^[2]

El electrón

En la década de 1890, muchos científicos estaban interesados en el estudio de la radiación, la emisión y transmisión de la energía a través del espacio en forma de ondas. Para investigar este fenómeno se utilizó un tubo de vidrio al vacío. Cuando se aplicó un alto voltaje a los electrodos del tubo, se produjo una radiación entre los electrodos. Esta radiación, conocida como rayos catódicos, se originó en el electrodo negativo y viajó al electrodo positivo. Aunque, los rayos en sí no podían verse, su presencia se detectó porque ocasionan que ciertos materiales sean fluorescentes o emitan luz.

Los experimentos mostraron que los rayos catódicos eran desviados por campos eléctricos o magnéticos de manera consistente como un flujo de carga eléctrica negativa. El científico británico J.J. Thomson (1856-1940) observó que la naturaleza de los rayos catódicos es la misma independientemente de la identidad del material del cátodo. En un artículo publicado en 1897, Thomson descubrió los rayos catódicos como un haz de partículas con carga negativa. Dicho artículo se considera el “descubrimiento” de lo que actualmente se conoce como electrones.^[3]

Radioactividad

En 1895, el físico alemán Wilhelm Röntgen6 observó que cuando los rayos catódicos incidían sobre el vidrio y los metales, hacían que éstos emitieran unos rayos desconocidos. Estos rayos muy energéticos eran capaces de atravesar la materia, oscurecían las placas fotográficas, incluso cubiertas, y producían fluorescencia en algunas sustancias. Debido a que estos rayos no eran desviados de su trayectoria por un imán, no podían contener partículas con carga, como los rayos catódicos. Röntgen les dio el nombre de rayos X, por su naturaleza desconocida.

En 1896 el científico francés Henri Becquerel (1852-1908) descubrió que un compuesto de uranio emitía espontáneamente radiación de alta energía. Esta emisión espontánea de radiación se conoce como radiactividad. A sugerencia de Becquerel, Marie Curie y su esposo, Pierre, iniciaron experimentos para aislar los componentes radiactivos del compuesto. Marie Curie sugirió el nombre de radioactividad para describir esta emisión espontánea de partículas o radiación. Desde entonces se dice que un elemento es radioactivo si emite radiación de manera espontánea.

Estudios posteriores sobre la naturaleza de la radioactividad, principalmente los del científico británico Ernest Rutherford, revelaron tres tipos de radiación: alfa $(\alpha )$ ,que constan de partículas cargadas positivamente, beta $(\beta )$ son electrones que se alejan de la placa con carga negativa, y gama $\gamma$ , consta de rayos de alta energía. Las trayectorias de las radiaciones $(\alpha )$ , $(\beta )$ y $\gamma$ se desvían por un campo eléctrico, aunque en direcciones opuestas: la radiación $\gamma$ no se ve afectada por el campo.

El protón y el núcleo

Desde principios de 1900 ya se conocían dos características de los átomos: que contienen electrones y que son eléctricamente neutros. Para que un átomo sea neutro debe contener el mismo número de cargas positivas y negativas. Thomson propuso que un átomo podía visualizarse como una esfera uniforme cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones como si fueran las pasas en un pastel, llamado “modelo del pudín de pasas”.

Ernest Rutherford en 1910 utilizó partículas $(\alpha )$ para demostrar la estructura de los átomos. Rutherford efectuó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales, como blanco de partículas $(\alpha )$ provenientes de una fuente radiactiva. Observaron que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, o bien con una ligera desviación, algunas partículas $(\alpha )$ eran dispersadas (o desviadas) de su trayectoria con un gran ángulo y otras regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva. El comentario de Rutherford sobre este descubrimiento fue: “Resultó tan increíble como si usted hubiera lanzado una bala de 15 pulgadas hacia un trozo de papel de seda y la bala se hubiera regresado hacia usted”

Tiempo después, Rutherford pudo explicar los resultados del experimento. De acuerdo con Rutherford, la mayor parte de los átomos debe ser espacio vacío. Esto explica por qué la mayoría de las partículas $(\alpha )$ atravesaron la lámina de oro sufriendo poca o ninguna desviación. Rutherford sugirió que cada átomo tenía un centro masivo muy pequeño con carga positiva al que llamó núcleo atómico. Cuando una partícula $(\alpha )$ pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una gran fuerza de repulsión, lo que origina una gran desviación. Además, cuando una partícula $(\alpha )$ incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que su trayectoria se invertía por completo. Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones.

El neutrón

El modelo de Rutherford de la estructura atómica dejaba un importante problema sin resolver, la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de hidrógeno en realidad la relación es $4:1$ . La tercera partícula fundamental, el elusivo neutrón, se descubrió hasta 1932. James Chadwick (1891-1974) interpretó de manera correcta los experimentos sobre el bombardeo de berilio con partículas ${/alpha}$ de alta energía.

Cuando Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas $(\alpha )$ , el metal emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos γ. Experimentos posteriores demostraron que esos rayos en realidad constan de un tercer tipo de partículas subatómicas, que Chadwick llamó neutrones, debido a que se demostró que eran partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones. El misterio de la relación de las masas se podía explicar ahora. En el núcleo de helio existen dos protones y dos neutrones, en tanto que en el núcleo de hidrógeno hay sólo un protón y no hay neutrones; por lo tanto, la relación es $4:1$ .

Número atómico, número de masa e isótopos

Número atómico: El número de protones en el núcleo de protones en el núcleo es lo que diferencia un elemento de otro; este número se conoce con el nombre de número atómico. Ya que un átomo no tiene carga eléctrica neta, el número de electrones que contiene debe ser igual al número de protones. Ahora se sabe que cada núcleo contiene un número entero de protones exactamente igual al número de electrones en un átomo neutro del elemento. Cada núcleo de hidrógeno tiene un protón, cada núcleo de helio posee dos protones y cada núcleo de litio tiene tres protones, y así sucesivamente.

Los isótopos, son átomos del mismo elemento, pero con masas diferentes; son átomos que tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones.

El número de masa, es el conteo del número de protones más el número de neutrones presentes en un mismo átomo; por consiguiente, debe ser un número entero. Al diferir en el número de neutrones que contienen, como consecuencia, difieren en su masa.

$N{\acute {u}}mero\;de\;masa\;=\;n{\acute {u}}mero\;de\;protones\;+\;n{\acute {u}}mero\;de\;neutrones\;=\;n{\acute {u}}mero\;de\;at{\acute {o}}mico\;+\;n{\acute {u}}mero\;de\;neutrones$

Referencias

↑ Chang, Raymond (2020). Química (décimo tercera edición edición). McGraw-Hill Interamericana. ISBN 9781456279936.
↑ Whitten, Kenneth (2015). Química (décima edición edición). Cengage. ISBN 9786075199580.
↑ Brown, Theodore L (2014). Química (primea edición edición). Pearson Education. ISBN 9786073223409.

[1] Chang, Raymond (2020). Química (décimo tercera edición edición). McGraw-Hill Interamericana. ISBN 9781456279936.

[2] Whitten, Kenneth (2015). Química (décima edición edición). Cengage. ISBN 9786075199580.

[3] Brown, Theodore L (2014). Química (primea edición edición). Pearson Education. ISBN 9786073223409.

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