Modelos de los átomos
Los átomos están constituidos por materias de la estructura de estos y proponer un modelo que explique muchas han sido sencillas ha tomado mil años origen a la primera ley de movimiento Isaac Newton la idea de la continuidad de la materia previamente por más de 2000 años hasta que el científico.
Las hojas griegosas tenían que la materia estaba compuesta por una partícula diminutas a las que llamaron a átomos son distintas representaciones gráficas de la estructura y funcionamiento de los átomos han sido desarrollados a lo largo de la historia de la humanidad a partir de las ideas que en cada época se manejaban respecto a la composición de la materia el modelo con el que Dalton busca explicar las estructuras de la materia consistían pequeños esferas sólidas y rígidas.
Thomson Propuso modelo atómica que tenía en cuenta su su existencia su modelo era estático porque se ponía que los electrones estaban dentro del átomo en un estado de reposo.
Vos eso modelo cuántico de cada órbita le corresponde a un nivel energético que recibe el nombre de números cuántico cuántico principal que representa con la letra n y toma valores del 1 hasta el 7
Electrones de Valencia son responsable de que exista un enlace químico pero no todas las electrones de un átomo participa en el, solo sus elecciones de Valencia.
. Modelo de Dalton
El primer modelo atómico con bases científicas nacíó en el seno de la química, propuesto por John Dalton en sus “Postulados Atómicos”. Sosténía que todo estaba hecho de átomos, indivisibles e indestructibles, incluso mediante reacciones químicas.
Dalton propónía que los átomos de un mismo elemento químico eran iguales entre sí y tenían la misma masa e iguales propiedades. Por otro lado, propuso el concepto de peso atómico relativo (el peso de cada elemento respecto al peso del hidrógeno), comparando las masas de cada elemento con la masa del hidrógeno. También propuso que los átomos pueden combinarse entre sí para formar compuestos químicos.
La teoría de Dalton tuvo algunos errores. Afirmaba que los compuestos químicos se formaban usando la menor cantidad de átomos posible de sus elementos. Por ejemplo, la molécula de agua, según Dalton, sería HO y no H2O, que es la fórmula correcta. Por otro lado, decía que los elementos en estado gaseoso siempre eran monoatómicos (compuestos por un solo átomo), lo que sabemos no es real.o
Modelo de Thomson
Propuesto por J. J. Thomson, descubridor del electrón en 1897, este modelo es previo al descubrimiento de los protones y neutrones, por lo que asumía que los átomos estaban compuestos por una esfera de carga positiva y los electrones de carga negativa estaban incrustados en ella, como las pasas en el pudín. Dicha metáfora le otorgó al modelo el epíteto de “Modelo del Pudín de Pasas”.
Este modelo hacía una predicción incorrecta de la carga positiva en el átomo, pues afirmaba que esta estaba distribuida por todo el átomo. Más tarde esto fue corregido en el modelo de Rutherford donde se definíó el núcleo atómico.
Modelo de Rutherford
Ernest Rutherford realizó una serie de experimentos en 1911 a partir de láminas de oro. En estos experimentos determinó que el átomo está compuesto por un núcleo atómico de carga positiva (donde se concentra la mayor parte de su masa) y los electrones, que giran libremente alrededor de este núcleo. En este modelo se propone por primera la existencia del núcleo atómico.
Modelo de Bohr
Este modelo da inicio en el mundo de la física a los postulados cuánticos, por lo que se considera una transición entre la mecánica clásica y la cuántica. El físico danés Niels Bohr propuso este modelo para explicar cómo podían los electrones tener órbitas estables (o niveles energéticos estables) rodeando el núcleo. Además explica por qué los átomos tienen espectros de emisión carácterísticos.
En los espectros realizados para muchos átomos se observaba que los electrones de un mismo nivel energético tenían energías diferentes. Esto demostró que había errores en el modelo y que debían existir subniveles de energía en cada nivel energético.
El modelo de Bohr se resume en tres postulados:
Los electrones trazan órbitas circulares en torno al núcleo sin irradiar energía.
Las órbitas permitidas a los electrones son aquellas con cierto valor de momento angular (L) (cantidad de rotación de un objeto) que sea un múltiplo entero del valor , siendo h=6.6260664×10-34 y n=1, 2, 3….
Los electrones emiten o absorben energía al saltar de una órbita a otra y al hacerlo emiten un fotón que representa la diferencia de energía entre ambas órbitas.
Modelo de Sommerfeld
Este modelo fue propuesto por Arnold Sommerfield para intentar cubrir las deficiencias que presentaba el modelo de Bohr.
Se basó en parte de los postulados relativistas de Albert Einstein. Entre sus modificaciones está la afirmación de que las órbitas de los electrones fueran circulares o elípticas, que los electrones tuvieran corrientes eléctricas minúsculas y que a partir del segundo nivel de energía existieran dos o más subniveles.
Modelo de Schrodinger
Propuesto por Erwin Schrödinger a partir de los estudios de Bohr y Sommerfeld, concebía los electrones como ondulaciones de la materia, lo cual permitíó la formulación posterior de una interpretación probabilística de la función de onda (magnitud que sirve para describir la probabilidad de encontrar a una partícula en el espacio) por parte de Max Born.
Eso significa que se puede estudiar probabilísticamente la posición de un electrón o su cantidad de movimiento pero no ambas cosas a la vez, debido al Principio de Incertidumbre de Heisenberg.
Este es el modelo atómico vigente a inicios del Siglo XXI, con algunas posteriores adiciones. Se le conoce como “Modelo Cuántico-Ondulatorio”.
Átomos
FERROVIAL
STEM
¿Qué son los átomos?
Los átomos son las unidades más pequeñas y estables de la materia. Mantienen todas las propiedades de un elemento químico. Se organizan y clasifican según sus números atómicos, propiedades químicas y carga electrónica en la tabla periódica.
Los átomos están constituidos por partes más pequeñas denominadas partículas subatómicas, que incluyen los protones, neutrones y electrones. Estas microunidades se combinan y forman moléculas que interactúan entre ellas.
Los átomos de un mismo elemento son idénticos; lo que los diferencia es la forma en la que se combinan para formar compuestos químicos. Esto significa que los átomos de hidrógeno del Universo son idénticos a los del cuerpo humano, de los alimentos o de los materiales empleados en la industria.
¿Qué carácterísticas tiene un átomo?
Además de su carácterística esencial, es decir, ser la partícula más pequeña de la materia, los átomos también:
Son partículas muy livianas, de poco peso.
Conservan sus propiedades originales cuando ocurre una reacción química. Esto significa que ni se crean ni se destruyen, solo se organizan de formas distintas para crear nuevos enlaces entre unos y otros átomos.
Se organizan o agrupan para formar moléculas, y pueden ser del mismo o de diferentes elementos químicos. Cuando se agrupan, alcanzan un estado de mínima energía y máxima estabilidad, ganando, perdiendo o compartiendo electrones. Eventualmente, la energía albergada se libera como calor o luz.
Los átomos cumplen la regla del octeto de Lewis, enunciada por el físico químico Gilbert Newton Lewis, que establece que los enlaces químicos adquieren la configuración electrónica propia de los gases nobles, con ocho electrones ubicados en su último nivel de energía, lo que los hace muy estables y poco reactivos.
¿Cuáles son las partes de un átomo?
Todo átomo consta de una estructura compleja, dividida en:
Núcleo: es la parte del átomo que contiene los protones (con carga positiva) y neutrones (con carga neutra). El 99% de la masa de un átomo está concentrada en el núcleo.
Nube de electrones: es la parte que rodea al núcleo y donde se encuentran los electrones (con carga negativa) y está representada por la forma de los orbitales atómicos.
Aunque se crea que los átomos son partículas indivisibles, estos contienen las siguientes partículas subatómicas:
Protones: partículas subatómicas con carga eléctrica positiva que determinan el número atómico del elemento.
Neutrones: partículas subatómicas con carga eléctrica neutra —es decir, igual a cero—, lo que las hace fáciles de penetrar y difíciles de manipular.
Electrones: partículas subatómicas con carga eléctrica negativa que representan menos del 0,06% de la masa total del átomo y que orbitan alrededor del núcleo.
¿Cómo se comportan los átomos según sus elementos?
Los protones y electrones se atraen por la interacción electromagnética, mientras que los protones y neutrones se atraen entre sí por la fuerza nuclear, fuerza exclusiva de las partículas que componen el núcleo del átomo.
Normalmente, la carga de un átomo es neutra ya que tiene tantos protones como electrones, permitiendo que las cargas positivas de unos se anulen con las cargas negativas de otros.
¿Cuáles son las propiedades del átomo?
Todo átomo posee masa que proviene, principalmente, de los protones y neutrones del núcleo. En química, la unidad que se utiliza para denominar la masa es el mol, el cual pesa tantos gramos como la masa atómica de un elemento.
Todo átomo tiene un tamaño, aunque no delimitado, que está determinado por la nube electrónica. Sus dimensiones son tan pequeñas que no pueden ser observadas por instrumentos ópticos de medición.
Todo átomo posee niveles de energía. Un electrón de un átomo tiene una energía potencial inversamente proporcional a su distancia al núcleo, lo que implica que aumenta su energía según la distancia. La unidad para expresar la energía atómica es el electronvoltio.
Todo átomo establece interacciones eléctricas entre protones y electrones en su núcleo.
¿Cuáles han sido las teorías atómicas a lo largo del tiempo?
El interés y estudio del átomo se remonta a épocas griegas, pero no fue hasta el Siglo XIX que comenzaron a desarrollarse las primeras teorías. Las principales son:
Teoría del químico inglés John Dalton, que establecía que la materia estaba formada por partículas elementales indivisibles e iguales.
Modelo atómico del científico inglés J.J. Thompson, en el que plantea la existencia de los electrones y refuta la teoría de su predecesor respecto a la indivisibilidad del átomo. Su modelo se conoce como el pudín de pasas, y explica que los átomos son masas con cargas positivas y negativas.
Teoría del átomo nuclear desarrollada por el científico neozelandés Ernest Rutherford, quien descubríó que la mayor parte de la masa de un átomo se encuentra en su núcleo, con cargas negativas orbitando a su alrededor.
Modelo atómico del físico danés Niels Henrik David Bohr, que propone que el electrón de un átomo se encuentra en órbita a cierta distancia del núcleo, y que pueden saltar de una órbita a otra con la cantidad justa de energía.
Modelo mecánico cuántico del átomo, desarrollado por los físicos Werner Heisenberg, Louis de Broglie y Erwin Schrödinger. Establece que los electrones se comportan como ondas estacionarias que orbitan en una nube electrónica.
Finalmente, en 1932, el científico James Chadwick descubríó el neutrón, completando así el modelo de átomo que se conoce al día de hoy.
Para concluir la sesíón, te muestro los conceptos más relevantes:
La configuración electrónica es una forma sistemática de representar la ubicación de los electrones en los niveles y subniveles de energía u orbitales atómicos.
La información que se requiere para hacer una configuración electrónica proviene de la tabla periódica.
El número atómico. Es la cantidad de protones o electrones que tiene un átomo neutro.
La masa atómica. Es la suma de protones y neutrones que tiene un átomo en su núcleo.
Existen tres tipos de configuración electrónica: simple, vectorial y por Kernel.
Los principios que se requieren aplicar en una configuración electrónica son:
Principio de Auf Bau o Regla diagonal. Indica la forma en que se deben ir distribuyendo los electrones conforme a su energía creciente.
Principio de exclusión de Pauli. Establece que es imposible que dos electrones de un átomo puedan tener los mismos cuatro números cuánticos. Pueden coincidir en tres números cuánticos, pero al menos uno debe ser diferente.
Regla de Hund. Indica que antes de aparear electrones de la última capa se deben llenar todos los orbitales posibles. La distribución electrónica más estable en los subniveles corresponde a la que presenta el mayor número de espines paralelos.
Para la configuración electrónica por Kernel se considera el gas noble del período inmediato anterior de la tabla periódica para el elemento que quiere hacer su configuración electrónica.
Es así como concluimos nuestra segunda clase. ¡Vas avanzando muy bien, te felicito! No olvides que para concluir la sesíón debes hacer la tarea asignada y enviarla. Te encuentro en la siguiente clase, hasta luego.
Isótopos: los gemelos gordos de los elementos químicos
Resumen No todos los átomos de un mismo elemento son iguales, algunos son más pesados que otros. Esto se debe a que varían en el número de neutrones que los componen. Así, a los átomos del mismo elemento con diferente masa molecular, debido a variaciones en el número de neutrones, se les conoce como isótopos. Estos parientes “gordos” tienen propiedades muy particulares, que los han vuelto una herramienta de estudio en un sinnúmero de ramas de la ciencia: desde determinar el origen de nuestra luna, el mapeo de la historia climática de la Tierra o la dieta humana, hasta el estudio de las ciencias forenses. En este artículo mostramos cómo el estudio de los isótopos da resultados novedosos e interesantes para la solución de toda clase de preguntas científicas. Palabras clave: isótopos, neutrones, medicina nuclear, dieta humana.
Pero los isótopos tienen otros usos. Además de ayudarnos a entender eventos históricos, también sirven para detectar y tratar enfermedades. Esta rama de la medicina se conoce como medicina nuclear y tuvo sus orígenes en los últimos cincuenta años. Sus principios se basan en inyectar o absorber de manera oral isótopos radiactivos de algún elemento en particular, por ejemplo, yodo, y mediante el uso de radiografías o tomografías seguir su flujo a través del cuerpo humano. Esto permite detectar de manera fácil y no invasiva la presencia de un sinnúmero de padecimientos como cálculos en la vesícula, problemas cardíacos, infecciones en los huesos y más comúnmente distintos tipos de cáncer. Si bien existen algunos riesgos al inyectar elementos radioactivos en el cuerpo, éstos son en general inocuos y los procedimientos son altamente benéficos para determinar y tratar enfermedades crónicas de manera temprana. Pero no sólo se utilizan para detectar enfermedades, sino también para tratarlas. Por ejemplo, la administración de yodo radiactivo (yodo 123) es común para el tratamiento de cáncer de tiroides, o los isótopos de samario y estroncio que se utilizan para el tratamiento de cáncer de huesos y de pulmones. Esto tiene cierta ventaja sobre otros métodos de quimioterapia, pues la radiación que se emite es muy localizada, y así se minimizan los efectos secundarios. Ciencia por descubrir Existen otras muchas aplicaciones del estudio de los isótopos; por ejemplo, la determinación del origen del plomo utilizado en balas o explosivos, el estudio del origen de los meteoritos a partir de isótopos de iridio, entre otras. Sin embargo, hay muchos elementos y sus respectivos isótopos que aún no han sido explorados. Por ejemplo, el estaño tiene cerca de diez distintos isótopos por estudiar. Hay todo un mundo de posibilidades por investigar, quién sabe qué otras maravillas interesantes descubriremos en el futuro a partir de las diferencias en unos pocos neutrones. ¿Quién diría que los gorditos de la naturaleza nos darían tanto de que hablar?
Estructura de Lewis y regla del octeto
La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante para predecir estabilidades relativas.
Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de Valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.
Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
Moléculas
Las moléculas más simples, entre las cuales se encuentran las moléculas orgánicas, deben presentar un átomo central, en algunos casos el átomo central es el carbono debido a su baja electronegatividad, luego éste queda rodeado por los demás átomos de las otras moléculas. En moléculas compuestas por varios átomos de un mismo elemento y un átomo de otro elemento distinto, éste último se utiliza como el átomo central, lo cual se representa en este diagrama con 4 átomos de hidrógeno y uno de silicio. El hidrógeno también es un elemento exceptuante, puesto que no debe ir como átomo central.
En algunos casos es difícil determinar el átomo central, en general cuando todos los átomos de los elementos del compuesto aparecen más de una vez.
Electrones de Valencia
El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de Valencia de cada átomo.
La Valencia que se toma como referencia y que se representa en el diagrama es la cantidad de electrones que se encuentran en el último nivel de energía de cada elemento al hacer su configuración electrónica.
Cuando los electrones de Valencia han sido determinados, deben ubicarse en el modelo a estructurar.
Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente los centrales, pueden no tener un octeto de electrones. Los átomos entre sí deben quedar unidos por enlaces; un par de electrones forma un enlace entre los dos átomos. Así como el par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un octeto; y el otro átomo ahora tiene dos electrones más en su última capa.
Fuera de los compuestos orgánicos, solo un porcentaje menor de los compuestos tiene un octeto de electrones en su última capa. Compuestos con más de ocho electrones en la representación de la estructura de Lewis de la última capa del átomo, son llamados hipervalentes, y son comunes en los elementos de los grupos 15 al 18, tales como el fósforo, azufre, yodo y xenón.
Cuando se escribe la estructura de Lewis de un ion, la estructura entera es ubicada entre corchetes, y la carga se escribe como un exponente en el rincón derecho superior, fuera de los corchetes
La regla del octeto
Establece que los átomos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de Valencia (última capa de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgíó en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de Valencia 8 electrones. Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de Valencia. Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto. La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas noble). Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.
Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de su estado de óxido, sean pares solitarios o compartidos mediante enlaces covalentes. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la uníón, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.
Excepciones a la regla del Octeto.
El hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de Valencia la cual puede aceptar como máximo dos electrones, junto con el berilio que se completa con una cantidad de cuatro electrones y el boro que requiere de seis electrones para llevar a cabo esta función, de modo en que se elude a la normativa que especifica que todo elemento se completa con 8 electrones a su disposición. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar “octetos expandidos” es decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa de Valencia, por lo general colocando los electrones extra en subniveles.
Carga formal
En términos de las estructuras de Lewis en general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio utilizaron:
Cf = Nv – Ue – Bn , donde:
Cf es la carga formal.
Nv representa el número de electrones de Valencia en un átomo libre.
Ue representa el número de electrones no enlazados.
Bn representa el número total de electrones de enlace, esto dividido entre dos.
La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el número de electrones de Valencia que un átomo neutro podría tener y el número de electrones que pertenecen a él en la estructura. El total de las cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.
¿Qué es un enlace químico?
Un enlace químico es la fuerza que une a los átomos para formar compuestos químicos. Esta uníón le confiere estabilidad al compuesto resultante. La energía necesaria para romper un enlace químico se denomina energía de enlace.
En este proceso los átomos ceden o comparten electrones de la capa de Valencia (la capa externa de un átomo donde se determina su reactividad o su tendencia a formar enlaces), y se unen constituyendo nuevas sustancias homogéneas (no mezclas), inseparables a través de mecanismos físicos como el filtrado o el tamizado.
Es un hecho que los átomos que forman la materia tienden a unirse a través de diversos métodos que equilibran o comparten sus cargas eléctricas naturales para alcanzar condiciones más estables que cuando están separados. Los enlaces químicos constituyen la formación de moléculas orgánicas e inorgánicas y, por tanto, son parte de la base de la existencia de los organismos vivos. De manera semejante, los enlaces químicos pueden romperse bajo ciertas y determinadas condiciones.
Esto puede ocurrir sometiendo los compuestos químicos a altas temperaturas, aplicando electricidad o propiciando reacciones químicas con otros compuestos. Por ejemplo, si aplicamos electricidad al agua es posible separar las uniones químicas entre el hidrógeno y el oxígeno que la conforman, este proceso se denomina electrólisis. Otro ejemplo consiste en añadir grandes cantidades de energía calórica a una proteína, lo cual llevaría a desnaturalizarla (perder la estructura secundaria de una proteína) o romper sus enlaces.
Tipos de enlace químico
Existen tres tipos de enlace químico conocidos, dependiendo de la naturaleza de los átomos involucrados:
Enlace covalente. Ocurre entre átomos no metálicos y de cargas electromagnéticas semejantes (por lo general altas), que se unen y comparten algunos pares de electrones de su capa de Valencia. Es el tipo de enlace predominante en las moléculas orgánicas y puede ser de tres tipos: simple (A-A), doble (A=A) y triple (A≡A), dependiendo de la cantidad de electrones compartidos.
Enlace iónico. Consiste en la atracción electrostática entre partículas con cargas eléctricas de signos contrarios llamadas iones (partícula cargada eléctricamente, que puede ser un átomo o molécula que ha perdido o ganado electrones, es decir, que no es neutro).
Enlace metálico. Se da únicamente entre átomos metálicos de un mismo elemento, que por lo general constituyen estructuras sólidas, sumamente compactas. Es un enlace fuerte, que une los núcleos atómicos entre sí, rodeados de sus electrones como en una nube.
Ejemplos de enlace químico
Benceno (C6H6)
Metano (CH4)
Glucosa (C6H12O6)
Amóníaco (NH3)
Freón (CFC)
En todas las formas del carbono (C): carbón, diamantes, grafeno, etc.
Algunos ejemplos de compuestos con enlace iónico:
Óxido de magnesio (MgO)
Sulfato de cobre (CuSO4)
Ioduro de potasio (KI)
Cloruro de manganeso (MnCl2)
Carbonato de calcio (CaCO3)
Sulfuro de hierro (Fe2S3)
Algunos ejemplos de compuestos con enlace metálico:
Barras de hierro (Fe)
Yacimientos de cobre (Cu)
Barras de oro puro (Au)
Barras de plata pura (Ag)