El Átomo: Estructura, Teorías y Conceptos Fundamentales de la Materia
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Historia de la Teoría Atómica
Demócrito, 400 años antes de Cristo, propuso que la materia estaría formada por partículas muy pequeñas e indivisibles, a las que llamó átomos.
La Teoría Atómica de John Dalton (1803)
En 1803, John Dalton retomó las ideas de Demócrito y expuso su teoría atómica, que se basa en las siguientes hipótesis:
- La materia está formada por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
- Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas y tienen la misma forma, tamaño y masa. Los átomos de un elemento son distintos a los de otro elemento diferente.
- Los compuestos químicos se forman al combinarse átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas.
- Los átomos no se pueden crear ni destruir.
Estructura Atómica: Modelos Históricos
A finales del siglo XIX y principios del XX, la observación de algunos fenómenos eléctricos condujo a la idea de que el átomo debería estar formado por cargas eléctricas.
Modelo Atómico de Thomson (1897)
En 1897, Thomson caracterizó el electrón como componente de toda la materia.
Su Modelo:
- Esfera material de electricidad positiva en la que se encuentran incrustados los electrones en número suficiente para que el conjunto sea eléctricamente neutro.
Modelo Atómico de Rutherford (1911)
En 1911, Rutherford realizó un experimento que lo llevó a proponer un nuevo modelo para el átomo.
Su Modelo:
- El átomo está formado por un núcleo central con carga eléctrica positiva, muy pequeño y que acumula prácticamente toda la masa del átomo.
- Una corteza donde giran los electrones alrededor del núcleo en órbitas circulares.
Partículas Subatómicas Clave:
- Electrones: Carga negativa (-).
- Protones: Carga positiva (+).
Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía.
Descubrimiento del Neutrón (1932)
En 1932, Chadwick descubrió el neutrón, partícula sin carga eléctrica que se encuentra junto con los protones en el núcleo del átomo.
Estructura del Átomo Moderno
El átomo se compone de dos regiones principales:
- Núcleo: Contiene protones (carga +) y neutrones (sin carga). El protón y el neutrón tienen aproximadamente la misma masa.
- Corteza: Donde giran los electrones alrededor del núcleo y a gran distancia de él. Los electrones tienen una masa despreciable si la comparamos con la masa del átomo, y su carga es igual a la del protón pero negativa.
Número Atómico (Z) y Número Másico (A)
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
En un átomo neutro, el número de protones del núcleo es igual al número de electrones de la corteza. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene un protón en el núcleo y un electrón en la corteza.
El número total de partículas en el núcleo de un átomo de un elemento (protones + neutrones) se denomina número másico y se representa con la letra A.
El número de neutrones se representa con la letra N.
La relación entre ellos es: A = Z + N.
Para calcular el número de neutrones: N = A - Z. Ejemplo: Si A=11 y Z=5, entonces N = 11 - 5 = 6.
Isótopos
Los isótopos son los átomos que tienen el mismo número atómico (Z) pero distinto número másico (A).
Formación de Iones
Los electrones de la corteza de un átomo son las partículas subatómicas más externas y las únicas que se pueden mover.
Cuando un átomo pierde o gana uno o más electrones, se transforma en una especie con carga eléctrica que se denomina ion.
- A los iones con carga positiva se les llama cationes.
- A los iones con carga negativa se les llama aniones.
El superíndice n+ indica el número de electrones que pierde un átomo (ej: si pierde 2 electrones, se representará como 2+). El superíndice n- indica el número de electrones que gana un átomo (ej: si gana 1 electrón, se representará como 1-).
Configuración Electrónica
El modelo atómico actual supone que los electrones se sitúan en diferentes niveles y, dentro de estos, en subniveles u orbitales.
- Cada orbital se caracteriza por un número del 1 al 7 y una letra (s, p, d, f).
- En cada nivel hay un número determinado de subniveles.
- En cada subnivel se puede situar un número máximo de electrones:
- 2 electrones en orbitales s
- 6 en p
- 10 en d
- 14 en f
El orden de llenado de los orbitales se puede recordar con el diagrama de Moeller.