Estructura de los átomos.

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5. PRIMERAS IDEAS SOBRE LA ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS

¿Cómo son los átomos por dentro?

En el tema anterior hemos estudiado algunos hechos que condujeron a la elaboración y aceptación de la teoría atómico-molecular. Podría parecer que hemos alcanzado un límite constituido por algo más de un centenar de átomos diferentes (llamando elemento al conjunto de muchos átomos iguales) a partir de los cuales se formarían todas las sustancias existentes (simples y compuestas). A finales del siglo XIX se pensaba que los átomos no podían ser partículas indivisibles, sino que debían tener una estructura interna a partir de la cual fuera posible explicar algunos hechos poco claros. En efecto, la propia tabla periódica de Mendeleiev tomando como base la masa atómica suponía una gran ordenación de la Química, pero también planteaba interrogantes que apuntaban a la existencia de una estructura interna de los propios átomos:

 ¿A qué puede ser debido que los elementos cuyos átomos tienen masas atómicas muy

diferentes (como ocurre en cada columna del Sistema Periódico) tengan, en cambio, propiedades muy semejantes?

 ¿Cómo explicar que elementos como el flúor (F) y el sodio (Na) cuyos átomos tienen masas atómicas muy próximas tengan, en cambio, propiedades muy distintas?

Pero además del propio Sistema Periódico, había también una serie de hechos que hacían dudar de la idea de que los átomos fueran partículas elementales. Algunos de estos hechos fueron los siguientes:

 Se sabía que friccionando dos sustancias neutras podían electrizarse. Ahora bien, si los átomos son los mismos antes y después de friccionar (según Dalton los átomos son indivisibles e inmutables) ¿cómo se produce la electrización?

 Si los átomos se pueden unir entre sí para formar distintas sustancias ... ¿cómo lo hacen? (si fuesen partículas elementales, sin ninguna estructura interna, esto sería difícil de explicar).  El descubrimiento de la radiactividad a finales del siglo XIX permitió constatar la existencia

de tres tipos de emisión radiactiva:  (alfa), formada por partículas con carga positiva;  (beta), formada por partículas con carga negativa; y radiación  (gamma) sin carga eléctrica. Como este fenómeno afectaba a distintos elementos químicos y todos los elementos están formados por átomos, las citadas radiaciones deberían proceder del interior de los mismos.

Los hechos enumerados anteriormente (y otros que se verán en cursos posteriores) ponían en cuestión que el átomo pudiera consistir únicamente en una sola partícula elemental, es decir, sin una estructura interna; pero fue el descubrimiento de una partícula mucho más pequeña que el más pequeño de los átomos y con carga eléctrica, lo que condujo, como veremos, a la elaboración del primer modelo de átomo.

1. EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN

El hecho de que los átomos se puedan unir unos con otros también resultaría muy difícil de explicar si éstos fuesen partículas elementales. ¿Por qué y cómo se unen los átomos de un modo determinado para formar moléculas?

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Rayos catódicos (invisibles)

Cátodo

Ánodo + Sombra Cabe pensar que tiene que haber algo que los mantenga unidos, quizá se trate de fuerzas de tipo eléctrico, en cuyo caso, las cargas eléctricas podrían formar parte de los átomos. En efecto, los primeros avances con base experimental sobre la estructura interna de los átomos provinieron de estudios relacionados con la naturaleza eléctrica de la materia. En concreto era importante averiguar algo sobre la naturaleza de la chispa que, en ocasiones, salta entre dos objetos cargados que se aproximan. ¿De qué está hecha? ¿Depende del tipo de material de los objetos? El mismo aire que hay entre los objetos podía influir o hacer más complejo dicho estudio, de modo que se trató de conseguir que la "chispa" saltara entre un objeto cargado negativamente y otro positivamente, ambos colocados dentro de un tubo de vidrio en el que había un solo tipo de gas (neón, helio, mercurio gaseoso, hidrógeno...), y en el que se podía conseguir presiones muy bajas, llegando al "alto vacío".

Los "objetos" cargados positiva y negativamente son los extremos de cables conectados a los polos de una batería. Faraday, en sus estudios sobre la conducción eléctrica en líquidos, dio el nombre de electrodos a estos extremos, y, en particular, cátodo al conectado al polo negativo y

ánodo al conectado al polo positivo. Cuando la presión es alrededor de unas centésimas de la presión atmosférica normal, no salta chispa alguna, sino que se produce una luminosidad dentro del tubo cuyo color depende del gas que haya en él (estos tubos son los antecedentes de los tubos de neón y las lámparas fluorescentes: así el neón emite una luz de color naranja brillante, el helio produce un halo blanco rosado y el vapor de mercurio da una luz azul verdosa).

Al disminuir la presión hasta una cienmilésima de la presión atmosférica desaparece la luz de color característico emitida por el gas y aparece una débil fluorescencia azulada o verde en la pared del tubo de vidrio frente al cátodo. Plucker y Hittorf, en 1869, introdujeron un objeto sólido dentro del tubo, observando que el objeto proyectaba una sombra como si la fluorescencia de las paredes fuera provocada por rayos procedentes en línea recta del cátodo, por ello estos rayos recibieron el nombre de rayos catódicos.

Pronto se pudo comprobar que los rayos catódicos eran desviados por un imán y que también se desviaban cuando se les hacia pasar entre dos placas metálicas cargadas eléctricamente con cargas de distinto signo. En este último caso, se desviaban hacia la placa positiva. Todas estas propiedades se daban, independientemente de cuál fuese el gas residual presente en el tubo o de qué material estuviese hecho el cátodo.

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El descubrimiento del electrón abrió paso a la investigación sobre la estructura interna del átomo, permitiendo formular nuevas preguntas basadas en su existencia, como:

 Si la materia se presenta neutra, en los átomos además de electrones debe existir carga positiva, pero ... ¿cómo se encuentra ésta en el átomo?

 ¿Por qué las partículas que se obtenían de los átomos eran siempre electrones y nunca partículas con carga positiva?

 Si los electrones tienen una masa tan pequeña, ¿dónde se encuentra la mayor parte de la masa de los átomos?

 ¿En qué se diferencian internamente los átomos de elementos distintos? ¿Pueden esas diferencias explicar la existencia de semejanzas entre elementos de una misma familia?

A continuación estudiaremos cómo se fue avanzando en la respuesta a las preguntas anteriores.

2. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS

2.1 El modelo atómico de Thomson

Uno de los primeros intentos para establecer la estructura de los átomos se debe a Thomson, quien dos años después de haber mostrado la existencia del electrón, propuso un modelo acerca de la estructura interna del átomo.

A.1.Concebid una posible estructura de los átomos teniendo en cuenta que:

a) Los electrones están presentes en los átomos de todos los elementos.

b) La masa y el tamaño de los electrones son muchísimo más pequeños que el del átomo más pequeño que existe (el de hidrógeno).

c) Los átomos son eléctricamente neutros y es posible extraer fácilmente partículas con carga negativa (electrones) pero no con carga positiva.

Los átomos son neutros y los electrones (muchísimo más pequeños) tienen carga eléctrica negativa, luego debía existir, en un átomo neutro, una carga positiva igual a la carga negativa total de todos los electrones que contuviese. Como no era posible extraer de los átomos partículas cargadas positivamente (y, en cambio, sí electrones), Thomson concibió la idea de un modelo atómico en el cual se representaba al átomo como un globo formado por una masa fluida con carga positiva donde se hallaban los electrones. (Algo que recuerda a una sandía con sus semillas).

A.2. Dibujad, de acuerdo con las ideas de Thomson, el átomo de hidrógeno (que tiene un solo electrón).

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El modelo atómico de Thomson también explicaba la electrización positiva o negativa mediante la pérdida o ganancia de electrones. Así, por ejemplo, cuando a un átomo X se le extraía un electrón el átomo quedaba cargado eléctricamente con una carga positiva, es decir: X  X+ + e- . Análogamente, si lo que ocurría es que un átomo ganaba electrones, entonces quedaba cargado negativamente (X + e-  X-). A los átomos con carga positiva se les denominó cationes (porque son atraídos por el cátodo o polo negativo) y a los átomos con carga negativa aniones (porque son atraídos por el ánodo o polo positivo).

En el caso de átomos con más de un electrón, éstos se dispondrían simétricamente alcanzándose un estado de equilibrio. A continuación hemos representado, muy esquemáticamente los átomos de algunos elementos según el modelo de Thomson.

Como podéis ver los electrones se encuentran "embebidos" en una esfera uniforme cargada positivamente. La masa de los electrones es muy pequeña comparada con la del resto del átomo.

2.2 Intentos de contrastación del átomo de Thomson: El modelo nuclear de Rutherford

El modelo atómico de “sandía" de Thomson necesitaba ser puesto a prueba para contrastar su validez. Pero es necesario tener presente que el diámetro estimado de un átomo de hidrógeno es del orden de 0’00000001cm = 10-8 cm (es decir, 100 millones de veces más pequeño que una longitud de 1cm) por lo que no resulta nada fácil detectar experimentalmente como están formados los átomos. Un camino posible sería "bombardear" los átomos con partículas más pequeñas que ellos, que puedan chocar y atravesarlos, de modo que de las desviaciones sufridas por los "proyectiles", pudiera extraerse información sobre la estructura interna de los átomos. Naturalmente, se

ne-cesitaban proyectiles y blancos adecuados, de modo que los proyectiles atravesaran los átomos y pudieran ser detectados después.

El descubrimiento realizado por la científica María Slodovska (Madame Curie) de que algunos elementos como el radio (a los que se llamó radiactivos), emitían partículas cargadas positivamente (con una carga doble de la del electrón), de masa igual a cuatro veces la del átomo de hidrógeno, y a gran velocidad (unos 20 000 km/s), suministró la fuente de proyectiles ideales para bombardear los átomos de finísimas láminas metálicas (habitualmente de oro por ser un metal muy laminable).

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 M

P O

R Rutherford concibió un experimento que consistía en

lanzar partículas  (de una masa casi ocho mil veces mayor que la del electrón, y una carga dos veces mayor, pero positiva) contra una delgadísima lámina de oro de 0'00004 cm de espesor (lo que suponía que la lámina tendría unas 1000 capas de átomos de oro) y en registrar la desviación que sufrían las partículas después de atravesar la lamina (ved figura adjunta).

En la figura anterior, la sustancia radiactiva que emite partículas  se encuentra dentro de un recipiente (R) forrado con plomo y con una sola abertura por donde sale un fino haz de partículas . Dichas partículas han de atravesar una fina lámina de oro (O). Existe también un microscopio (M) que puede girar alrededor de la lámina de oro. Acoplada a ese microscopio va una pantalla (P) de sulfuro de cinc, material que, cuando incide sobre él una partícula , emite un destello visible con el microscopio. Como el conjunto formado por el microscopio y la pantalla se puede mover alrededor de la lámina, podrá detectarse cualquier partícula  que salga desviada de la lámina. El experimento trataba de ver el ángulo  de dispersión o desviación que podían sufrir las partículas  al atravesar la lámina de oro.

A.3.Pensad qué resultados sería lógico obtener, si los átomos fueran como Thomson suponía

Dado que los electrones (según el modelo atómico de Thomson) se encuentran distribuidos uniformemente dentro de la masa fluida cargada positivamente, cabría esperar que la fuerza de atracción o repulsión eléctrica sobre las partículas  fuera muy pequeña. Además, como éstas partículas tenían gran masa y gran velocidad, y las desviaciones hacia un lado o hacia el otro eran igualmente posibles, al atravesar cada una de las 1000 capas de átomos de oro, los grandes ángulos de dispersión eran altamente improbables.

A.4.Teniendo en cuenta que, en realidad, la mayor parte de las partículas atraviesan la lamina sin desviarse, pero que unas pocas sufren grandes desviaciones y (más raramente) alguna partícula retrocede, realizad un dibujo representativo de cómo podría ser el átomo.

Si resulta que unas pocas partículas  sufren grandes desviaciones y, lo que es más sorprendente, alguna sufre un retroceso, el átomo no podía ser como Thomson pensaba. En lugar de una masa uniforme positiva ocupando todo el volumen del átomo había que pensar que la mayor parte de la masa del átomo estaba concentrada en una zona minúscula en comparación con el volumen total del átomo y cargada positivamente.

La idea anterior fue desarrollada por Rutherford, quien propuso un modelo de átomo casi vacío, con casi toda su masa situada en un minúsculo núcleo central y con carga positiva.

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Los electrones se encontrarían, pues, ocupando un gran espacio vacío (grande en comparación con el tamaño del núcleo y de los mismos electrones), atraídos por la carga positiva del núcleo y, como no caen hacia él, Rutherford los imaginó dando vueltas alrededor del núcleo, análogamente a como los planetas giran en torno al Sol (atraídos, en este caso, por fuerzas gravitatorias).

Como el átomo, según este modelo, está inmensamente vacío, es lógico que la gran mayoría de las partículas  atravesara la lámina sin apenas desviarse (como son mucho más grandes que el electrón y se mueven a gran velocidad, los posibles choques con los electrones apenas las afectarían). Sólo cuando alguna partícula  pasara cerca de un núcleo sería desviada apreciablemente por éste (ya que la partícula y el núcleo tie- nen carga eléctrica del mismo signo).

Por supuesto, en la realidad, las partículas  no tienen que "tocar" el núcleo para ser desviadas: sufren una fuerte repulsión eléctrica cuando se acercan a un núcleo, bastando para ello que esta distancia sea de unos cuantos radios nucleares.

Algunas personas no comprenden que tantas partículas  puedan pasar entre centenares de núcleos de átomos de oro sin chocar contra ninguno. Si queremos entenderlo hay que tener en cuenta que una de esas partículas  sería comparable a una pelota de tenis moviéndose en línea recta a unos 20 000 km/s a través una gran nube formada por centenares de balones de fútbol ... pero hay que tener en cuenta que la distancia más corta entre dos balones vecinos sería de más de 10 km, por lo que haría falta lanzar muchas pelotas para que algunas pasaran cerca o, más raro aún, chocasen contra alguno de los balones. Pues, lo mismo, en proporción, se puede decir de las partículas  y los núcleos de oro de la lámina usada en la experiencia de Rutherford.

Los trabajos del físico inglés Moseley a principios del siglo XX, condujeron a la hipótesis (y posterior confirmación), de la existencia de partículas con carga positiva del mismo valor que la del electrón (y masa aproximadamente igual a la del átomo de hidrógeno) en el núcleo de los átomos, a las que se dio el nombre de protones. Más aún, en todos los casos se encontró que el número de protones del núcleo de un átomo de un elemento (llamado número atómico y simbolizado por Z), coincidía con el número de la casilla que ocupaba en el Sistema Periódico (número que le correspondía por ordenación creciente de masas atómicas, es decir, de un modo empírico, sin ninguna justificación teórica). Era la primera vez que se establecía una conexión entre la estructura interna del átomo y las propiedades empíricas. Inmediatamente surgieron dos tipos de preguntas sobre el modelo nuclear de Rutherford:

 ¿Cuál es la estructura del núcleo? ¿Cómo pueden permanecer en un espacio tan pequeño cargas positivas siendo que las fuerzas de repulsión eléctrica entre ellas a tan corta distancia deben ser muy grandes?

 ¿Cómo se encuentran los electrones en el espacio restante del átomo (también llamado

corteza)? ¿Qué es lo que hace que los distintos elementos tengan distintas propiedades?

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Z

neutrones debían ejercerse fuerzas atractivas de una nueva naturaleza que, a distancias tan pequeñas como las nucleares, son muy superiores a las eléctricas. A estas fuerzas se las denominó

fuerzas nucleares y permitían explicar la estabilidad del núcleo de los átomos (a pesar de la repulsión eléctrica entre los protones). Hacia 1930, J. Chadwick, un antiguo colaborador de Rutherford, comprobó la existencia de los neutrones, partículas de masa parecida a los protones pero sin carga eléctrica y que se encuentran también en el núcleo de los átomos.

electrón

neutrón

protón

Así pues en la corteza de un átomo se encuentran los electrones y en el núcleo los protones y neutrones. Al número de protones se le denomina número atómico "Z" (que, en un átomo neutro, coincidirá con el número de electrones de la corteza). A la suma del número de protones y neutrones que forman el núcleo atómico se le llama número másico "A". Es habitual representar un átomo cualquiera X, mediante la notación A X , que tiene la información necesaria para conocer

fácilmente el número de protones, electrones y neutrones.

A.5.Indicad toda la información contenida en 12C, 16O, 14N

6 8 7

La resolución de la cuestión lleva a indicar que, en el núcleo del átomo de carbono, hay 6 protones y 6 neutrones. Para que el átomo sea neutro debe haber también 6 electrones en la corteza. Análogamente se procedería con los otros dos.

El número atómico es lo que caracteriza a todos los átomos de un mismo elemento. El número atómico va aumentando en una unidad al pasar de un elemento al siguiente en el Sistema Periódico (en realidad la ordenación de los elementos en el Sistema Periódico se basa en el orden creciente de los números atómicos). Según esto, podemos precisar más la definición de elemento químico diciendo que:

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C C C C C C

1 3

6

, , , ,

1 Otra cuestión es que, en ocasiones, átomos iguales se puedan unir entre sí de formas diferentes para dar lugar a distintas sustancias simples, con distintas propiedades. Este es el caso, por ejemplo, del diamante y el grafito que son dos sustancias simples formadas por el mismo elemento (carbono). Todos los átomos de carbono (sean del grafito o del diamante) se caracterizan por tener un núcleo con 6 protones. Análogamente ocurre con el oxígeno: El ozono (O3) y el

oxígeno diatómico (O2) son dos sustancias simples diferentes, formadas ambas por el mismo

elemento químico (oxígeno). Todos los átomos de oxígeno (pertenezcan al ozono, al oxígeno diatómico o sean iones1 como O2- ) se caracterizan por tener 8 protones en el núcleo.

2.3. ¿Los átomos de un elemento tienen que ser todos absolutamente idénticos o puede haber diferencias? Concepto de isótopo

Si tomamos una muestra de un cierto elemento, todos los átomos presentes tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones. Sin embargo, el número de neutrones (N) puede variar en algunos casos. Así, por ejemplo, existen átomos de oxígeno con 8 neutrones, otros con 9 y otros con 10 (aunque todos ellos tienen 8 protones). A aquellos átomos que, tenien-do el mismo número atómico tienen, sin embargo, distinto número de neutrones (y por tanto dis-tinto número másico), se les denominó isótopos, porque ocupaban el mismo lugar en el Sistema Periódico (del griego iso = mismo; topos = lugar).

La existencia de isótopos se da entre muchos elementos químicos. Por ejemplo: en el carbono se ha podido detectar la existencia de los siguientes isótopos:

11 12

6 6 136 146 156 166

Naturalmente, en la naturaleza, no todos los isótopos se encuentran en la misma proporción. Por seguir con el mismo ejemplo, diremos que en el caso de una muestra de carbono, el 98'9 % de los átomos que la integran son 12C . Fijémonos que hemos escrito 12C sin especificar Z. Esta nota-ción es también frecuente ya que el símbolo C ya nos está diciendo que se trata del carbono, en el cual siempre se cumple que Z = 6 (si no, no sería carbono).

En el caso del hidrógeno existen tres isótopos. El más abundante es 1H y los otros dos son 2

1 H llamados, respectivamente, deuterio y tritio. Observemos que en los tres Z = 1 (lo que carac- teriza al elemento hidrógeno).

A.6.Dad la composición nuclear del 14C

Rdo. 6 protones y 8 neutrones

El hecho de que muchos elementos químicos tengan distintos isótopos con una abundancia relativa que puede variar, hace que la masa atómica de un elemento (la que figura en el Sistema Periódico) no sea la de ninguno de sus isótopos en particular, sino la media ponderada de las de todos ellos. A continuación proponemos algunos ejercicios en los que se maneja este concepto.

A.7.En el cobre existen dos isótopos, el 63 Cu, con una abundancia del 69’09% y el 65 Cu, con una

29 29

abundancia del 30’91%. Calculad la masa atómica promedio del cobre.

1 Un ion atómico es un átomo que ha ganado o perdido uno o varios electrones. Si los ha ganado, es un ión negativo

H

,

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(10)

47

De acuerdo con los datos del problema, la masa atómica relativa del cobre estará comprendida entre 63 y 65 y más cerca de 63 (que es la masa atómica del isótopo más abundante).

Si suponemos un total de 100 átomos de cobre, 69’09 serán de 63 Cu y 30’91 de 65 Cu por lo que la

29 29

masa atómica relativa promedio correspondiente a dicho elemento:

Ar = 69'09 63 30'91

65 100

= 63’62

A.8. La plata natural tiene una masa atómica de 107’88. Dicho elemento tiene dos isótopos. Uno, el 107Ag , se encuentra en la proporción del 56%. Hallad el número másico del otro. Rdo. 109

Los distintos isótopos que tienen el mismo número atómico, tienen idéntico comportamiento químico y por ello, se considera que forman un único elemento, cuya masa atómica es la media ponderada de las de todos los isótopos que lo constituyen. Desde éste punto de vista, lo que diferencia a un elemento químico de otro no es la masa atómica (como pensaba Dalton) sino el número atómico.

2.4. Crisis del modelo atómico de Rutherford

El modelo nuclear del átomo fue elaborado por Rutherford a comienzos del siglo XX, pero pronto se vio que presentaba una serie de importantes limitaciones.

En primer lugar, de acuerdo con la física clásica, toda carga eléctrica acelerada (que cambia la rapidez con que se mueve y/o la dirección de su movimiento) emite radiación electromagnética (la luz es un tipo de radiación electromagnética y también las ondas de TV y de radio o los rayos X). Dicha emisión de radiación lleva asociada una energía. Como el electrón, según el modelo atómico de Rutherford, gira alrededor del núcleo, estará acelerado (ya que cambia continuamente la dirección de su movimiento) y por tanto debería ir perdiendo energía al ir emitiendo radiación electromagnética, lo que haría que, inevitablemente, fuese aproximándose cada vez más al núcleo hasta caer sobre él, cosa que, en realidad, no sucede.

El modelo no explicaba tampoco, cómo con sólo tres tipos distintos de partículas pueden existir un centenar de átomos (de elementos) con propiedades diferentes. Es decir, ¿qué es lo que hace que el helio (que tiene 2 protones y 2 neutrones en el núcleo y 2 electrones en la corteza) y el litio (que tiene 3 protones y 4 neutrones en el núcleo y 3 electrones en la corteza) tengan propiedades muy diferentes, y, en cambio, el litio y el potasio (este último tiene 19 protones y 20 neutrones en el núcleo y 19 electrones fuera de él) tengan propiedades muy semejantes? Estos ejemplos evidencian, que las diferentes propiedades de los átomos no son debidas, principalmente, al número de protones que tiene en el núcleo (o al de electrones presentes en la corteza), y apuntan a que, posiblemente, es la "organización" de los electrones en el átomo la fuente de las diferencias y las semejanzas de propiedades entre los distintos elementos. Si ello fuera así, la organización o estado de los electrones en los átomos correspondientes a los elementos de una misma columna o familia del Sistema Periódico debería ser muy similar.

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3. ORGANIZACIÓN DE LOS ELECTRONES EN EL ÁTOMO

Una forma de obtener información sobre cómo están organizados los electrones en el interior de un átomo, consiste en determinar la energía2 que se necesita para arrancar o extraer cada uno de los electrones de dicho átomo. A la energía necesaria para extraer el primer electrón se la denomina primera energía de ionización (1ª EI.), a la energía necesaria para extraer el segundo (después de haber arrancado el primero), segunda energía de ionización (2ª EI.)...etc. El conocimiento de las sucesivas energías de ionización de un átomo puede servir para contestar a las preguntas planteadas. Antes es necesario, no obstante, prever qué esperaríamos conseguir en una experiencia como ésta.

A.9.¿Cómo es de esperar que varíen las sucesivas energías de ionización de un átomo con varios electrones? Tratad de representar cualitativamente, en un gráfico las energías de ionización en función del número de orden del electrón que se extrae de un átomo.

Al arrancar un electrón a un átomo X, el número de protones supera en uno al número de electrones, por lo que el átomo se queda cargado con una carga positiva (forma un ion, X+). En ello se habrá empleado una cierta cantidad de energía (primera energía de ionización). Si ahora intentamos arrancar un segundo electrón y obtener X2+, será necesario realizar más trabajo que para extraer el primero (segunda energía de ionización), porque ahora el electrón es atraído por una carga neta positiva mayor y así sucesivamente: cada vez será necesario transferir más energía al átomo para poder arrancar otro electrón. Así pues, cabe esperar que las sucesivas energías de ionización vayan aumentando según el número del electrón extraído.

Si los electrones estuvieran distribuidos uniforme- EI mente en el interior del átomo, al representar los valores de las energías de ionización en función del número del electrón extraído, debería salir una línea recta como la de la figura adjunta. Sin embargo, como veremos a continuación, no es eso precisamente lo

que se obtiene N

A.10. En la tabla adjunta se dan los valores de las energías de ionización sucesivas para el átomo de sodio. Analizad cómo van evolucionando dichos valores y, si es posible, construid el gráfico correspondiente comparándolo con el supuesto anteriormente.

EI ( ·10-19 J) 8 75 115 158 222 276 333 423 480 2341 2648

Elec. extraído 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º 10º 11º

Interior del átomo

Al representar gráficamente los datos reales anteriores, podemos ver que el aumento de la energía de ionización no se produce como correspondería a una distribución uniforme de los electrones. Por el contrario, a la vista de la gráfica real podemos ver que los once electrones del átomo de sodio se distribuyen en tres niveles de energías claramente distintos: mientras que el primer electrón es bastante fácil de arrancar (una energía de sólo 8·10-19 J), los dos últimos son muy

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nivel de energía 3 nivel de energía 2 nivel de energía 1 nivel de energía 2 nivel de energía 1

difíciles (hace falta una energía aproximadamente 300 veces mayor para arrancar uno de los dos electrones más profundos que para arrancar el más externo). La energía necesaria para arrancar los 8 electrones del medio va aumentando paulatinamente, sin que haya saltos tan grandes como del 1º al 2º o del 9º al 10º.

Podemos organizar así a los electrones de un átomo en niveles de energía claramente diferenciados. En el caso del sodio, el nivel más externo tiene 1 electrón, el anterior 8 y el último (más profundo), dos. Esto puede representarse esquemáticamente mediante la siguiente distribución electrónica:

nivel de energía 3 externo

medio interno

Para comprobar la intuición de que las propiedades están relacionadas con la estructura electrónica de los átomos, se requiere hacer lo mismo con varios elementos de una misma columna del Sistema Periódico para hallar su distribución electrónica. Para los 20 primeros ele-mentos del Sistema Periódico se encuentra que:

Elemento Número total de electrones

Número de electrones en cada nivel de energía principal

nivel 1 nivel 2 nivel 3 nivel 4

H 1 1

He 2 2

Li 3 2 1

Be 4 2 2

B 5 2 3

C 6 2 4

N 7 2 5

O 8 2 6

F 9 2 7

Ne 10 2 8

Na 11 2 8 1

Mg 12 2 8 2

Al 13 2 8 3

Si 14 2 8 4

P 15 2 8 5

S 16 2 8 6

Cl 17 2 8 7

Ar 18 2 8 8

K 19 2 8 8 1

Ca 20 2 8 8 2

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Teniendo a la vista la tabla anterior y un Sistema Periódico corto (ved página 78), resolved las siguientes actividades:

A.11. Determinad la distribución electrónica de los elementos Li, Na y K ¿En qué reside la semejanza de los elementos del primer grupo del Sistema Periódico corto?

Todos estos elementos, junto con los restantes, del primer grupo, se caracterizan por tener un solo electrón en el último nivel de energía.

Los electrones del nivel de energía más externo se llaman “electrones de valencia”. Dichos electrones son los que intervienen en los cambios químicos ya que los electrones internos, y particularmente el núcleo, son prácticamente inaccesibles en dichos cambios. Al conjunto formado por el núcleo de un átomo y todos los electrones internos se le denomina “resto atómico

Los elementos del primer grupo del Sistema Periódico, tienen propiedades químicas parecidas porque todos ellos tienen la misma distribución electrónica en su último nivel de energía: un solo electrón de valencia. Cabe esperar que algo similar ocurra con el resto de los grupos.

A.12. ¿En qué residirá la semejanza de los elementos del segundo grupo del Sistema Periódico corto? Verificadlo estableciendo las distribuciones electrónicas del Be, Ca y Mg.

A.13. Escribid la distribución electrónica de B y Al. Señalad la relación entre ambas. Análogamente para el caso del C y Si.

A.14.Justificad la semejanza de propiedades químicas en los casos de N y P; O y S; F y Cl

Vemos que los elementos de los grupos quinto, sexto y séptimo del Sistema Periódico corto, se caracterizan por tener 5, 6 y 7 electrones de valencia respectivamente.

A.15. Indicad cuál es la característica común, desde el punto de vista de la distribución electrónica, de los gases nobles He, Ne y Ar.

Los gases nobles se caracterizan experimentalmente por su escasa reactividad química y por tener una energía de ionización muy elevada. Al mismo tiempo, en cuanto a su estructura electrónica, se caracterizan por tener 8 electrones en su último nivel de energía (excepto el helio que completa su último nivel de energía con 2 electrones). De aquí se deduce que la escasa reactividad química de los gases nobles se debe a su estructura electrónica y que dicha estructura confiere una estabilidad química especial. Este hecho tiene una gran importancia, como veremos, para comprender el enlace químico entre unos átomos y otros.

Las actividades anteriores nos han permitido constatar que:

Para terminar el tema, proponemos algunas comparaciones que permiten hacerse una idea más El número de electrones que un átomo de un elemento tiene en el último nivel de energía (electrones de valencia) coincide con el número de orden del grupo del Sistema Periódico corto en el que se encuentra dicho elemento.

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Un linfocito es un tipo de glóbulo blanco (célula de la sangre) que puede tener un diámetro de la centésima parte de un milímetro (0'01 mm), mientras que el diámetro de una canica mediana es de unos 20 mm. Se necesitarían 8000 millones (8·109) de estos linfocitos, para obtener el mismo volumen que una sola canica. Sin embargo, para tener el mismo volumen que un solo linfocito harían falta más de

800 millones de millones (8·1014) de átomos de hidrógeno. Cual-quier pequeña célula es un "supergigante" con respecto a un átomo.

Por otra parte, el núcleo de un átomo es tan pequeño (comparado con el tamaño total del átomo) que si, por ejemplo, el núcleo de un átomo de hidrógeno aumentase hasta tener el mismo períme-tro que un balón de fútbol (70 cm), el átomo sería un "superbalón" de más de 30 km de circunfe-rencia. En otras palabras: para ocupar el mismo espacio que un solo átomo de hidrógeno, hacen falta más de 80 millones de millones (8·1013) de núcleos de hidrógeno3.

RECAPITULACIÓN

En este tema hemos podido ver que el átomo no es una partícula elemental sino que, por el contrario, los átomos tienen una estructura interna. Constan de un núcleo extraordinariamente pequeño formado por protones y neutrones y fuera de él se hallan los electrones en movimiento y organizados en distintos niveles de energía.

El modelo de átomo ha ido cambiando a lo largo de la historia, mostrando una vez más que los conceptos científicos no son inmutables y que pueden evolucionar con el tiempo.

Hemos podido apreciar también lo pequeño que es un átomo en comparación con los objetos habituales que manejamos (por ejemplo, una canica) y, en cambio, lo grande que es cuando lo comparamos con el tamaño del núcleo.

En el tema anterior vimos que la ordenación periódica de los distintos elementos químicos según su masa atómica creciente, ponía de relieve la existencia de propiedades parecidas entre aquellos que se situaban dentro de un mismo grupo o familia. En este tema hemos visto que el principio ordenador único para todos los elementos del Sistema Periódico es el número atómico (número de protones del núcleo) y que las diferencias y semejanzas en las propiedades de los distintos elementos se deben a la existencia de diferencias y semejanzas en la forma en cómo están organizados los llamados electrones de valencia o electrones más externos.

Hemos profundizado en la idea de elemento químico definiéndolo como el conjunto de muchos átomos caracterizados todos ellos por tener el mismo número atómico. Así mismo, hemos visto cómo en algunos elementos pueden haber átomos que, teniendo el mismo número atómico, se diferencian en el número de neutrones, lo que llevó a introducir el concepto de isótopo. Finalmente, hemos analizado cómo se distribuyen los electrones en torno al núcleo, comprobando la existencia de diferentes niveles de energía y cómo los átomos de los elementos que conforman una misma columna del Sistema Periódico se caracterizan todos ellos por tener la misma distribución electrónica en el nivel de energía más externo, lo que justifica la existencia de propiedades similares entre dichos elementos.

Quedan, no obstante, abiertas algunas preguntas: ¿Cómo se unen los átomos entre sí?¿Pueden hacerlo en cualquier proporción? ¿Cómo se producen los cambios de unas sustancias en otras? En los próximos capítulos trataremos de avanzar en la solución de estas preguntas.

(16)

F

Na

P

S

5. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. ACTIVIDADES DE REFUERZO

1.Indicad las diferencias principales entre el modelo atómico de Thomson y el de Rutherford.

2.Resumid el experimento que llevó a Rutherford a establecer un modelo nuclear para el átomo

3.¿Qué partículas constituyentes del átomo aportan prácticamente la totalidad de su masa?

4.Si un átomo neutro tiene 15 protones y 16 neutrones.

a) ¿Cuántos electrones tendrá? b) ¿Cuál será su número atómico? ¿Cuál su número másico?

5. ¿Qué es el número atómico de un elemento? Indicad las partículas constituyentes de los núcleos de los siguientes átomos:

19 23

(17)

103

6.Completad la siguiente tabla:

Elemento Protones Electrones Neutrones Z A

N 7 7

O 9 8

Cl 17 35

7.Indicad el número de protones, neutrones, electrones, el número atómico y el número másico en los siguientes casos:

a) Un átomo de bromo (Z = 35, A = 79) que ha ganado un electrón. b) Un átomo de bario (Z = 56, A =137)

c) Un átomo de hierro (Z = 26, A = 55) que ha perdido dos electrones

8.Un átomo tiene Z = 9 y otro Z = 10 ¿pueden ser isótopos? Justificad la respuesta.

9.¿Pueden dos átomos tener el mismo número másico y no ser isótopos? Justificad la respuesta.

10. Explicad la diferencia entre número másico y masa atómica.

11. Escribid la distribución electrónica del 6C y 14Si. ¿A qué grupo o familia del

Sistema Periódi- co pertenecen? Ídem para el 7N y 15P.

12. Tres elementos tienen de número atómico 3, 11 y 19 respectivamente. Situadlos en la tabla periódica.

13. Indicad la distribución electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 15, 16, 17 y 18. ¿A qué grupo y periodo del Sistema Periódico pertenece cada uno de ellos?

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