ESTRUCTURA
EXTRANUCLEAR DEL ATOMO
TEORIA ATOMICA DE DALTON
(s. XIX).
Partió de una serie de postulados hipotéticos :
1. Los elementos están constituidos por partículas indivisibles denominadas
átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí.
3. Los átomos de diferenteselementos tienen distinta masa y propiedades.
4. La combinación de distintos átomos en proporciones sencillas se obtienen
moléculas.
Estas premisas le permitieron enunciar su TEORIA ATOMICA : “ La materia está
constituida por partículas pequeñísimas llamadas átomos, que son indivisibles,
so pena de cambiar totalmente las propiedades del cuerpo simple”.
Multitud de experiencias posteriores demuestran que los átomos sí pueden
dividirse en partículas subatómicas fundamentales que se encuentran dispuestas
según unas determinadas leyes. Sin embargo Dalton
acertó al indicar que en las reacciones químicas los átomos se comportan como indivisibles.
Las principales partículas subatómicas son las que a continuación se expresan
con sus características de masa y carga eléctrica :
Partícula Masa (umas) Carga (culombios)
ELECTRON 1/1.840 - 1’6 • 10-19
PROTON 1 + 1’6 • 10-19
NEUTRON 1 0
DESCUBRIMIENTO DEL
ELECTRON. RAYOS CATODICOS.
Los gases son malos conductores eléctricos ; pero si se colocan en un tubo de
descarga en el que se ha hecho el vacío, entonces conducen la corriente
eléctrica y emiten luz ; si se continúa disminuyendo la presión, la luz
desaparece y se sustituye por un fluorescencia producida por unos rayos
procedentes del cátodo que se denominaron rayos catódicos, y que tienen las
siguientes características :
• Están formados por partículas con carga negativa.
• Se propagan en línea recta.
• Tienen una cierta masa pues desplazan partículas interpuestas en su
trayectoria.
Thomson (1.897) calculó para estas partículas el cociente Carga/masa, que
denominó cargaespecífica, observando que tenía el mismo valor para cualquier
gas, por lo que dedujo que se trataba de un constituyente de todos los átomos y
los llamó electrones.
Millikan (1.906) determinó la carga, y por tanto la masa, de los electrones.
DESCUBRIMIENTO DEL
PROTON. RAYOS CANALES.
Goldstein descubrió que al perforar el cátodo de un tubo de descarga se
producían unos rayos en sentido contrario a los catódicos, y los denominó rayos
positivos o canales, con las siguientes características :
• Constituidos por partículas con carga eléctrica positiva que denominó
protones.
• Su carga específica adquiría distinto valor según el gas empleado.
• Si se utilizaba gas Hidrógeno la carga específica coincidía con la de los
iones H+.
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON
Chadwick (1.932), mediante reacción entre átomos de Berilio y partículas ït (átomos
de Helio), obtuvo una radiación formada por partículas con las siguientes
características :
• No poseen ninguna carga eléctrica, por lo que las llamó neutrones.
• Su masa es similar a la de los protones.
DISTRIBUCION DE LAS PARTICULAS FUNDAMENTALES EN EL ATOMO
Protones y Neutrones forman un Núcleo central extremadamente pequeño en el que
se concentra prácticamente la masa del
átomo y presenta una carga eléctrica positiva.
Alrededor del núcleo se encuentran los electrones, formando una Corteza que
posee carga eléctrica negativa.
En un átomo estable la carga del
núcleo tiene el mismo valor absoluto que la de la corteza.
Los átomos de distintos elementos difieren entre sí por el número de partículas
fundamentales. Cada elementotiene asociados dos valores numéricos que indican el
número de partículas fundamentales que posee :
• Z.- NUMERO ATOMICO, indica el número de electrones de la corteza o el número
de protones (ya que ambos coinciden).
• A.- NUMERO MASICO, indica la suma de protones y neutrones presentes, y por
tanto la masa del
átomo.
Se descubrió que había átomos de un mismo elemento que diferían en el número de
neutrones, pero manteniendo igual el de electrones y protones ; es decir,
tenían igual Z pero distinto A. A estos átomos especiales se les denomina
ISOTOPOS.
Si no existieran isótopos las masas de todos los elementos serían números
enteros, pero su existencia y su porcentaje de presencia en la naturaleza
permite establecer números másicos (masa isotópica) representativos de los
elementos que tienen isótopos.
Se denomina Defecto de Masa de un átomo a la diferencia entre su masa isotópica
y la suma de las masa de las partículas que lo constituyen.
ESPECTROS ATOMICOS DE EMISION
Si a un elemento gaseoso se la comunica energía (Temperatura o descarga
eléctrica), emite una radiación intermitente observable mediante un
espectroscopio, manifestándose en series de líneas luminosas (emisión de
energía) alternadas con líneas oscuras (no emisión de energía), a lo que se
denomina Espectro.
La ordenación de las líneas, el espectro, es diferente para cada elemento en el
que se experimente.
La aparición de líneas luminosaS alternadas con oscuras indica que dentro del átomo sólo son
posibles determinados valores de energía, es decir : un átomo está cuantizado.
En toda radiaciónla frecuencia y la longitud de onda son inversamente
proporcionales según la ecuación :
donde :
ï¬ es la longitud de onda
c es la velocidad de la luz (300.000 Km/s.)
ï® es la frecuencia de la radiación.
Según Plank, toda radiación emitida por un átomo es proporcional a su
frecuencia según la ecuación :
donde.
e es la energía.
h es la constante de Plank.(6’6 • 10-34 jul•seg)
ï® es la frecuencia.
Por todo ello, el estudio de los espectros atómicos puede proporcionar
información sobre las distintas energías posibles en cada átomo.
ESPECTRO DEL HIDROGENO.
El estudio del espectro del hidrógeno permite observar que las
líneas espectrales se agrupan en series dependiendo de la energía emitida.
El espectro del hidrógeno se representa de manera sencilla por la relación :
donde :
1/ï¬ es el número de ondas (las ondas que hay por unidad de longitud)
RH es la constante de Rydberg (109677’8 cm-1)
N1 y N2 son números enteros tales que N1  N2
Hoy se conocen cinco series de rayas en el Hidrógeno, que de mayor a menor
energía son :
• Serie de Lyman : N1 = 1 y N2 = 2,3,4. (ultravioleta). Son las radiaciones
emitidas por los electrones al pasar de los estados superiores a los de más
baja energía.
• Serie de Balmer : N1 = 2 y N2 = 3,4,5. (visible). Son las radiaciones
emitidas por el paso
de los electrones de los estados 3s y siguientes al 2s.
• Serie de Paschen : N1 = 3 y N2 = 4,5,6. (infrarrojo próximo).Del 4s y
siguientes al 3s.
• Serie de Brackett : N1 = 4 y N2 = 5,6,7. (infrarrojo). Del 5s y siguientes
al 4s.
• Serie dePfund : N1 = 5 y N2 = 6,7,8. (infrarrojo lejano). Del 6s y
siguientes al 5s.
Cada serie está formada por un número de líneas brillantes hasta que, a partir
de una determinada longitud de onda se obtiene un espectro continuo. El valor
correspondiente al límite de cada serie se obtiene dando a N2 el valor
infinito. Por tanto, la longitud de onda límite de cada serie será :
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD (1.911).
Bombardeando láminas metálicas muy finas con partículas ït, observó que la
mayoría de ellas atravesaban las láminas sin desviarse ; de lo que concluyó
diciendo que los átomos son en su mayor parte huecos.
La parte central, núcleo, tenía un volumen muy pequeño en comparación con el del átomo, posee carga eléctrica positiva, y en el se
concentra prácticamente toda la masa del
átomo. Alrededor del núcleo está la corteza, espacio prácticamente vacío en el
que se encuentran los electrones con carga negativa.
Introdujo la idea de que los electrones giran alrededor del
núcleo como lo hacen los planetas alrededor del sol : en órbitas en las que la fuerza centrípeta se
equilibra con la atracción electrostática :
donde :
m es la masa del
electrón.
V es la velocidad del
electrón en la órbita.
R es el radio de la órbita.
Z es el número atómico (ns de electrones).
e es la carga del
electrón.
Este modelo atómico fue muy positivo por establecer dos zonas en el átomo
(Núcleo y corteza), pero falla por no explicar, entre otras cosas, los
espectros atómicos.
