Teoría Atómica de Dalton

En el siglo XIX (formulada en 1803 y publicada en 1808) el químico inglés John Dalton enunció la teoría atómica que afirma que:

• Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
• Los átomos del mismo elemento son iguales tanto en su masa como en el resto de sus propiedades.
• Los átomos de elementos diferentes son diferentes en su masa y en el resto de sus propiedades.
• Los átomos de elementos diferentes se unen entre sí para formar compuestos.

Isótopos

Los isótopos son todos los átomos de un mismo elemento que se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica pero tienen diferente masa atómica, A; es decir, los átomos que tienen igual número atómico, Z (número de protones en el núcleo), pero diferente número másico, A (suma del número de neutrones y de protones en el núcleo). Por tanto, difieren en el número de neutrones.

A: número másico. Es la suma del número de protones y de neutrones que tiene un átomo.

Z: número atómico. Es el número de protones de un átomo y es característico para cada elemento.

Descubrimiento del Neutrón. J. Chadwick (1932)

Chadwick logró identificar una partícula sin carga eléctrica y cuya masa es muy parecida a la del protón: el neutrón.

Concepto de Ion

Un átomo es neutro cuando tiene la misma carga positiva que negativa. Si un átomo pierde algún electrón, se produce un exceso de carga positiva y, si lo gana, la carga final es negativa. En ambos casos se produce un ion.

Un ion es un átomo o grupo de ellos cargados eléctricamente.

Hay dos tipos de iones:

• Catión o ion positivo (A+): se forma cuando un átomo o grupo de átomos pierde algún electrón.
• Anión o ion negativo (A-): se forma cuando un átomo o grupo de átomos gana algún electrón.

Radiactividad

Cuando la radiación emitida por un material radiactivo se hacía pasar entre los polos de un imán, una parte se desviaba ligeramente hacia un lado, otra parte se desviaba fuertemente hacia el otro lado y una tercera parte no se desviaba. El físico Ernest Rutherford (1871-1937) llamó a estas radiaciones α (alfa), β (beta) y γ (gamma), respectivamente.

Descubrimiento del Protón. Goldstein (1886)

Goldstein observó, en un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado, una fluorescencia en la parte opuesta del tubo, frente al ánodo. Estos rayos también se desvían en presencia de campos eléctricos y campos magnéticos, lo que pone de manifiesto que están formados por partículas cargadas, en este caso, con carga positiva.

El protón es una partícula cuya carga es igual a la del electrón pero positiva, con una masa casi dos mil veces mayor.

Descubrimiento del Electrón. J. J. Thomson (1897)

Thomson observó una débil fluorescencia en el fondo del tubo, como consecuencia del choque de unos supuestos rayos procedentes del electrodo negativo (cátodo), a los que se llamaron rayos catódicos.

Los electrones son las partículas constituyentes de los rayos catódicos.

Modelo Atómico de Rutherford

Bombardeó una lámina muy fina de un metal (oro) con partículas α que procedían de un material radiactivo.

Masa Atómica

La unidad de masa atómica (u), es la doceava parte de la masa del isótopo de carbono-12.

Masa de un Elemento

La masa de la mayoría de los elementos no es un número entero, no existe una fracción de protón o de neutrón; además, casi todos los elementos están formados por varios isótopos. La masa de un elemento se obtendrá hallando la media ponderada de las masas de los distintos isótopos que lo forman, teniendo en cuenta el tanto por ciento en el que existe cada isótopo.

Configuraciones Electrónicas

La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un átomo en sus diferentes capas o niveles de energía. Cada nivel de energía o capa contiene, como máximo, el número de electrones previsto por Bohr. Así, el número que como máximo puede contener cada capa es:

• Primera capa: 2 electrones.
• Segunda capa: 8 electrones.
• Tercera capa: 18 electrones.
• Cuarta capa: 32 electrones, etc.

Modelo Atómico de Bohr (1913)

El electrón gira en unas órbitas circulares en las que no emite energía. Estas se llaman órbitas permitidas o estacionarias, siendo todas las demás prohibidas, por lo que el electrón no puede situarse entre dos órbitas permitidas.

El electrón tiene una energía determinada en cada una de las órbitas, que es mayor cuanto más alejada está del núcleo. Por esta razón, Bohr llamó a cada órbita nivel de energía.

Cuando el electrón adquiere la energía suficiente salta de una órbita a otra superior. Cuando el electrón deja de recibir esa energía, regresa a su órbita primitiva y emite la energía que le sobra en forma de luz, visible o no.

Modelo Atómico de Thomson (1904)

Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J.J. Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones.