Átomo

De Wikipedia, la enciclopedia libre.
Saltar a navegación Saltar a búsqueda
Nota de desambiguación.svg Desambiguación : si está buscando al superhéroe de los cómics de DC , consulte Atom (personaje) .
Átomo
Átomo de helio QM.svg
Una representación de un átomo de helio en estado fundamental. Se distinguen el núcleo (rosa) y la nube de electrones (negro). La barra negra muestra la longitud de un Ångström
Composición Electrones y un núcleo compuesto por protones y neutrones.
Interacciones Gravitacional , electromagnético , débil , fuerte
Antipartícula antipartícula
Propiedades físicas
Masa 1,67 × 10 −27 a 4,52 × 10 −25 kg
Carga eléctrica cero (neutral), o la carga del ion

El átomo (del griego atomos : indivisible ) es la estructura en la que la materia se organiza en unidades fundamentales que componen los elementos químicos . Estos normalmente se agregan en unidades estables llamadas moléculas que caracterizan a las sustancias químicas .

Concebida como la unidad de materia más pequeña e indivisible según la doctrina atomista de los filósofos griegos Leucipo , Demócrito y Epicuro , y teorizada sobre una base científica a principios del siglo XIX , hacia fines del siglo XIX , con el descubrimiento de el electrón , se demostró que el átomo está compuesto por partículas subatómicas (además del electrón, el protón y el neutrón ).

Si en el mundo físico habitual la materia, en sus estados sólido , líquido y gaseoso , está constituida por las unidades elementales de átomos, su existencia no es posible a valores de presión y temperatura suficientemente elevados, resultando en el estado de plasma .

Historia

El modelo atómico reconocido hoy es la última etapa de una serie de hipótesis que se han adelantado a lo largo del tiempo. En la antigüedad, algunos filósofos griegos, como Leucipo ( siglo V a.C. ), Demócrito ( siglos V- IV a.C. ) y Epicuro ( siglos IV- III a.C. ), y romanos , como Tito Lucrecio Caro ( siglo I a.C. ), plantearon la hipótesis de que no era continuo, sino que estaba formado por partículas diminutas e indivisibles, fundando así la "teoría atómica". Esta corriente filosófica, fundada por Leucipo, se denominó " atomismo " [1] . Se suponía que los diferentes "átomos" eran diferentes en forma y tamaño.

Demócrito propuso la "teoría atómica", según la cual la materia está formada por partículas diminutas, diferentes entre sí, llamadas átomos, cuya unión da lugar a todas las sustancias conocidas. Estas partículas eran la entidad más pequeña que existía y no podían dividirse más: por eso se les llamó átomos.

En contraste con esta teoría, Aristóteles (siglo IV a. C.), en la teoría de la continuidad de la materia , argumentó que una sustancia puede dividirse infinitamente en partículas cada vez más pequeñas iguales entre sí. Estas hipótesis quedaron tal como no fueron verificadas con metodologías basadas en la observación y la experimentación.

El corpuscularismo es el postulado del alquimista Geber del siglo XIII de que todos los cuerpos físicos tienen una capa interna y otra externa de partículas diminutas. La diferencia con el atomismo es que los corpúsculos se pueden dividir, por lo que se teorizó que el mercurio podría penetrar en los metales modificando su estructura interna. El corpuscularismo siguió siendo la teoría dominante durante los siglos siguientes. Esta teoría sirvió de base para que Isaac Newton desarrollara la teoría corpuscular de la luz .

Varios átomos y moléculas representados en la primera página de "Un nuevo sistema de filosofía química", de John Dalton , publicado en 1808.

Entre los atomistas de la época moderna se encontraba Pierre Gassendi , debido a su recuperación del epicureísmo .

Origen del modelo científico

Sólo a principios del siglo XIX John Dalton reelabora y vuelve a proponer la teoría de Demócrito, fundando la teoría atómica moderna, con la que dio una explicación a los fenómenos químicos. Propuso una ley según la cual las diferentes cantidades en peso de un elemento que se combinan con la misma cantidad de otro elemento para formar diferentes compuestos están en proporciones expresables mediante números enteros pequeños ( ley de proporciones múltiples ), asumiendo así que la materia era formado por átomos. En el curso de sus estudios, Dalton hizo uso de los conocimientos químicos y físicos de la época (la ley de conservación de la masa , formulada por Antoine Lavoisier , y la ley de las proporciones definidas , formulada por Joseph Louis Proust ) y expuso su teoría en la libro Un nuevo sistema de filosofía química , publicado en 1808. La teoría atómica de Dalton se basó en cinco puntos:

  • la materia está formada por partículas elementales muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles; [2]
  • los átomos del mismo elemento son todos iguales entre sí; [2]
  • los átomos de diferentes elementos se combinan entre sí (a través de reacciones químicas ) en proporciones de números enteros y generalmente pequeños, dando lugar a compuestos ;
  • los átomos no se pueden crear ni destruir; [2]
  • los átomos de un elemento no se pueden convertir en átomos de otros elementos. [2]

En última instancia, esta es la definición de Dalton de un átomo: "Un átomo es la parte más pequeña de un elemento que conserva las características químicas de ese elemento".

Esta se considera la primera teoría atómica de la materia porque Dalton fue el primero en derivar empíricamente sus hipótesis.

Los modelos atómicos

Icono de lupa mgx2.svg El mismo tema en detalle: el modelo atómico de Thomson, el modelo atómico de Nagaoka, el modelo atómico de Rutherford y el modelo atómico de Bohr .
El experimento de Rutherford: pocas partículas alfa son desviadas por el campo eléctrico del núcleo; la mayoría atraviesa el espacio vacío del átomo.

Con el descubrimiento de la radiactividad natural , se comprendió posteriormente que los átomos no eran partículas indivisibles, sino objetos compuestos de partes más pequeñas. En 1902 Joseph John Thomson propuso el primer modelo físico del átomo [3] , tras su investigación sobre la relación entre la masa y la carga del electrón. [4] Imaginó que un átomo consistía en una esfera lisa de materia cargada positivamente (aún no se habían descubierto protones y neutrones) en la que se sumergían electrones (negativos) ( modelo de panettone , pudín de modelo de ciruela inglés [4] o modelo de átomo completo ) , haciendo que el átomo en su conjunto sea neutral. [4]

Este modelo fue superado cuando Ernest Rutherford descubrió la presencia de un núcleo atómico cargado positivamente. En 1910, dos de los alumnos de Rutherford ( Geiger y Marsden ) llevaron a cabo un experimento crucial , con el objetivo de validar el modelo de Thomson. [5] Bombardearon una hoja de oro muy delgada, colocada entre una fuente de partículas alfa y una pantalla. [5] Las partículas, al pasar a través de la lámina, dejaron un rastro de su paso en la pantalla. El experimento llevó a la observación de que los rayos alfa casi nunca se desvían; solo el 1% de los rayos incidentes se desviaron significativamente de la hoja de oro (algunos fueron completamente rechazados).

El átomo en el modelo de Rutherford está compuesto por un núcleo atómico positivo con electrones negativos orbitando alrededor como lo hacen los planetas alrededor del Sol.

A través de este experimento, Rutherford propuso un modelo del átomo en el que casi toda la masa del átomo estaba concentrada en una porción muy pequeña, el núcleo (cargado positivamente) y los electrones girando a su alrededor al igual que los planetas giran alrededor del Sol ( modelo planetario ). [6] Sin embargo, el átomo estaba compuesto en gran parte por espacio vacío, y esto explicaba la razón del paso de la mayoría de las partículas alfa a través de la lámina. El núcleo está tan concentrado que los electrones giran a su alrededor a distancias relativamente enormes, con órbitas de 10.000 a 100.000 veces más grandes de diámetro que el núcleo. Rutherford intuyó que los protones (partículas cargadas en el núcleo) por sí solos no eran suficientes para justificar toda la masa del núcleo y formuló la hipótesis de la existencia de otras partículas, que contribuyeron a formar toda la masa del núcleo.

¿Electrones en el núcleo?

Después del experimento de Rutherford, fue bastante evidente que los electrones no podían estar dentro del núcleo. Sin embargo, se puede pensar en una prueba absurda: supongamos, por un momento, la existencia de electrones en el núcleo. Su radio se puede estimar en el orden de cinco fm .

El pulso del electrón, en el átomo, será entonces:

donde c es la velocidad de la luz y λ la longitud de onda de De Broglie del electrón.

En este punto se fija una longitud de onda máxima en 10 fm y así es posible calcular el valor mínimo para el pulso, que al final resulta ser alrededor de 124 MeV / c . Ahora, dado que la masa del electrón es igual a 0.5 MeV / c 2 , a partir de una explicación relativista simple es evidente que la energía total del electrón es igual a:

E 2 = p 2 c 2 + m 2 c 4 = 125 MeV

Entonces, si hubiera electrones en el núcleo, su energía sería 250 veces mayor que su masa total: estos electrones energéticos, sin embargo, nunca se han emitido desde ningún núcleo. El único sospechoso, el electrón emitido en la desintegración beta de los núcleos, tiene un rango de energía que va desde unos pocos MeV hasta un máximo de 20 MeV.

El modelo de Rutherford había encontrado una flagrante contradicción con las leyes de la física clásica : según la teoría electromagnética , una carga que sufre una aceleración emite energía en forma de radiación electromagnética . Por esta razón los electrones del átomo de Rutherford, que se mueven en un movimiento circular alrededor del núcleo, deberían haber emitido ondas electromagnéticas y por tanto, perdiendo energía, aniquilarse en el propio núcleo ( teoría del colapso ), lo que obviamente no ocurre. [7] Además, un electrón, al perder energía, podría emitir ondas electromagnéticas de cualquier longitud de onda , una operación excluida en teoría y en la práctica por los estudios de cuerpo negro de Max Planck (y más tarde de Albert Einstein ). Solo la presencia de niveles de energía cuantificados en cuanto a los estados de los electrones podría explicar los resultados experimentales: la estabilidad de los átomos entra dentro de las propiedades explicables por la mecánica cuántica , aumentando con el número atómico de los elementos según la estabilidad decreciente gradualmente. veces ( regla del octeto y regla de los 18 electrones ).

En el modelo de Bohr del átomo de hidrógeno , un electrón solo puede atravesar ciertas trayectorias clásicas. Estas trayectorias son estables y discretas, indicadas con un entero progresivo . Siempre que el electrón desciende a una órbita inferior emite radiación electromagnética, en forma de fotón , de energía correspondiente a la energía perdida de acuerdo con la evidencia experimental del espectro del átomo de hidrógeno )

En 1913 Niels Bohr propuso una modificación conceptual al modelo de Rutherford. Si bien aceptaba la idea de un modelo planetario, postuló que los electrones tenían órbitas fijas disponibles, también llamadas "órbitas cuantificadas", estas órbitas poseían una energía cuantificada (es decir, una energía ya preestablecida identificada por un número llamado número cuántico principal N ) en el que los electrones no emitieron ni absorbieron energía (esto de hecho se mantuvo constante): en particular, un electrón emitió o absorbió energía en forma de ondas electromagnéticas solo si hizo una transición de una órbita a otra y, por lo tanto, pasó a un estado energético menor o mayor. Posteriormente, Sommerfeld propuso una corrección al modelo de Bohr, según la cual existía una buena correspondencia entre la teoría y las observaciones de los espectros de la radiación emitida o absorbida por los átomos.

Muchos elementos del modelo no eran compatibles con las leyes de la física clásica de Newton , ya que se basaba en las ideas de la entonces naciente mecánica cuántica . Sin embargo, el modelo de Bohr-Sommerfeld todavía se basaba en postulados y sobre todo funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno , pero no para los más complejos.

La mecánica ondulatoria y el modelo atómico contemporáneo

Icono de lupa mgx2.svg El mismo tema en detalle: el principio de incertidumbre de Heisenberg , la ecuación de Schrödinger y el orbital atómico .

Las debilidades del modelo de Bohr-Sommerfeld también fueron reexaminadas a la luz del principio de incertidumbre introducido por Werner Karl Heisenberg en 1927, quien convenció a la comunidad científica de que era imposible describir con precisión el movimiento de los electrones alrededor del núcleo, razón por la cual los modelos determinista propuesto hasta ahora se prefirió buscar un modelo probabilístico , que fuera capaz de describir cualquier átomo con una buena aproximación. Esto fue posible gracias a los resultados posteriores de la mecánica ondulatoria .

Se abandonó el concepto de órbita y se introdujo en el concepto de orbital . Según la mecánica cuántica, ya no tiene sentido hablar de la trayectoria de una partícula: de esto se sigue que ni siquiera es posible definir con certeza dónde se encuentra un electrón en un momento dado. Lo que es posible saber es la probabilidad de encontrar el electrón en un punto determinado del espacio en un instante de tiempo dado. Por tanto, un orbital no es una trayectoria en la que se pueda mover un electrón (según las ideas de la física clásica), sino una porción del espacio alrededor del núcleo definida por una superficie de equiprobabilidad , es decir, dentro de la cual hay un 95% de probabilidad de que un electrón esta ahí.

En términos más rigurosos, un orbital se define por una función de onda particular, solución de la ecuación de Schrödinger , caracterizada por tres números cuánticos asociados respectivamente con la energía, forma y orientación en el espacio del orbital.

En 1932 Chadwick descubrió el neutrón , por lo que pronto llegó a un modelo casi completo del átomo, en el que en el centro está el núcleo, compuesto por protones (eléctricamente positivos) y neutrones (eléctricamente neutros) y alrededor de electrones (eléctricamente negativos).

El estudio del núcleo atómico y sus componentes está vinculado al desarrollo de la física de partículas ; fue posible determinar la estructura del núcleo de manera más completa, por ejemplo, mediante experimentos con aceleradores de partículas . Según el modelo estándar de partículas, los protones y neutrones están formados por quarks . Varios modelos nucleares describen la composición del núcleo y la interacción de protones y neutrones dentro de él.

Componentes

El átomo está compuesto principalmente por tres tipos de partículas subatómicas (es decir, más pequeñas que el átomo): protones , neutrones y electrones .

Particularmente:

  • los protones (con carga positiva [8] ) y los neutrones (sin carga [9] ) forman el " núcleo " (con carga positiva); los protones y neutrones se denominan, por tanto, " nucleones "; [10] también existe la posibilidad de que un átomo no contenga neutrones [11] (este es el caso del tío abuelo , que es el isótopo más estable del hidrógeno );
  • Los electrones (cargados negativamente [12] ) están presentes en el mismo número de protones [13] y giran alrededor del núcleo sin seguir una órbita precisa (por lo tanto, el electrón se llama "deslocalizado"), permaneciendo confinado dentro de los orbitales (o "niveles de energía "). Si el número de electrones presentes en el átomo es diferente del número de protones, el átomo pierde su neutralidad y se llama " ion ". [11]

En realidad, también hay átomos formados por diferentes partículas, llamadas " átomos exóticos ". Sin embargo, estos átomos tienen una vida útil muy corta.

En proporción, si el núcleo atómico fuera del tamaño de una manzana, los electrones girarían a su alrededor a una distancia de aproximadamente un kilómetro ; un nucleón tiene casi 1800 veces la masa de un electrón.

Teniendo la misma carga positiva, los protones deberían repelerse entre sí; esto no sucede porque se mantienen unidos por la llamada fuerza nuclear fuerte .

La siguiente tabla resume algunas características de las tres partículas subatómicas mencionadas anteriormente: [14]

Partícula Símbolo Carga Masa Nota
Electrón y - −1,6 × 10 −19 C 9,109 382 6 × 10 −31 kg (0,51099 891 MeV / C² ) Descubierto por Thomson basado en los experimentos de William Crookes sobre rayos catódicos . Con el experimento de la gota de aceite, Millikan determinó la carga.
Protón pag 1,6 × 10 −19 C 1,672623 1 × 10 −27 kg (9,3828 × 10 2 MeV / C²) Descubierto por Ernest Rutherford con el experimento de rayos alfa, su existencia ya fue hipotetizada por Eugen Goldstein , trabajando con rayos catódicos.
Neutrón norte 0 C 1.674 927 29 × 10 −27 kg (9.39565 × 10 2 MeV / C²) Descubierto por James Chadwick , su existencia se dedujo de las contradicciones estudiadas primero por Walther Bothe , luego por Irène Joliot-Curie y Frédéric Joliot .
Representación esquemática de un átomo de helio .
Alrededor del núcleo, formado por dos neutrones (en verde) y dos protones (en rojo), giran los electrones (en amarillo).

Se definen dos cantidades para identificar cada átomo:

  • Número de masa (A): la suma del número de neutrones y protones en el núcleo. [15]
  • Número atómico (Z): el número de protones en el núcleo, [16] que, en estado neutro, corresponde al número de electrones fuera de él. [17]

Para derivar el número de neutrones, el número atómico se resta del número másico.

Existe una cantidad que cuantifica su masa, llamada masa atómica, expresada en unidades de masa atómica (o u ), donde una unidad de masa atómica equivale a la duodécima parte de la masa de un átomo de carbono -12 ( 12 C). [18] El número de electrones que giran alrededor del núcleo es igual al número de protones en el núcleo: dado que las cargas antes mencionadas son de igual valor absoluto, un átomo es normalmente eléctricamente neutro y, por lo tanto, la materia normalmente es eléctricamente neutra. Sin embargo, hay átomos o agregados de átomos cargados eléctricamente, llamados iones , [19] que pueden generarse, por ejemplo, mediante una disociación de entidades moleculares inicialmente neutras; Por tanto, los iones pueden tener carga positiva o negativa.

Los átomos que tienen el mismo número atómico tienen las mismas propiedades químicas: por lo tanto, se acordó definirlos como pertenecientes al mismo elemento . [20]

Dos átomos también pueden diferir en tener el mismo número atómico pero diferente número de masa (es decir, el mismo número de protones pero diferente número de neutrones): los átomos similares se denominan isótopos [21] y tienen las mismas propiedades químicas. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene más isótopos: de hecho, en la naturaleza está presente en la gran mayoría como 1 H (o Prozio , formado por un protón y un electrón) y en menor medida por 2 H (o deuterio [22 ] , que está formado por un protón, un neutrón y un electrón) y 3 H (o tritio , extremadamente raro, formado por un protón, dos neutrones y un electrón). Desde un punto de vista químico, el hidrógeno, el deuterio y el tritio tienen propiedades idénticas.

Propiedad

Masa

Dado que la masa de un átomo deriva esencialmente de protones y neutrones, la masa total de tales partículas en un átomo se llama masa atómica . La duodécima parte de la masa de un átomo de carbono se utiliza como unidad de masa atómica -12 ( 12 C); esta unidad corresponde a undalton (Da) [23] y es aproximadamente válida 1,66 × 10 −27 kg. [18]

Tamaño atómico

Materia a diferentes escalas de tamaño:
1. Materia (macroscópica)
2. Estructura molecular ( átomos )
3. Átomo ( neutrón , protón , electrón )
4. Electrón
5. Quark
6. Cadenas (hipotéticas)

Los átomos no tienen un límite bien definido, ya que la distancia de los electrones con respecto al núcleo varía en cada instante y está influenciada por las condiciones energéticas del átomo, en particular aumenta al aumentar la temperatura y disminuye después de la formación de un enlace químico.

Por esta razón, las dimensiones de los átomos se pueden definir de diferentes formas; en particular, se utilizan las siguientes cantidades (que son características de cada elemento químico):

  • radio atómico : es una cantidad definida en el campo de la mecánica cuántica y se refiere a la condición de "átomo libre", es decir, no ligado a ningún otro átomo; [24]
  • radio covalente : corresponde al radio del átomo cuando está unido a otros átomos y puede considerarse igual a la distancia entre los núcleos de los dos átomos unidos por el enlace químico; esta cantidad varía según el tipo de enlace químico, el número de átomos cercanos (el número de coordinación) y el espín ;
  • radio de iones : corresponde al tamaño del átomo cuando está en forma de ión .

En la tabla periódica de los elementos el radio atómico tiende a aumentar al moverse de arriba hacia abajo a lo largo de las columnas, mientras que disminuye de izquierda a derecha (ya que el aumento de protones en el núcleo aumenta su capacidad de atracción de los electrones en órbita) ; en consecuencia, el átomo con el radio atómico más pequeño es el átomo de helio (ubicado en la parte superior derecha y con un radio atómico de 49 pm), [24] mientras que uno de los átomos más grandes es el átomo de cesio (ubicado en la parte inferior izquierda y con un radio atómico radio de 334 pm). [24] Estas dimensiones son miles de veces más pequeñas que la longitud de onda de la luz (400-700 nm) y, por esta razón, los átomos no pueden detectarse a través de un microscopio óptico, mientras que pueden detectarse a través de microscopios electrónicos de transmisión (TEM) o microscopios de túnel de barrido. (STM).

Orbital atómico

Para tener una idea del tamaño de un átomo, puede ser útil comparar este tamaño con el tamaño de objetos más grandes, por ejemplo:

  • el diámetro de un cabello humano corresponde a aproximadamente un millón de átomos de carbono dispuestos en fila;
  • una gota de agua contiene 2 × 10 21 átomos de oxígeno e 4 x 10 21 átomos de hidrógeno;
  • si una manzana se volviera del tamaño de la Tierra , los átomos de la manzana serían aproximadamente del tamaño de la manzana original.

Propiedades químicas

Las propiedades químicas de un átomo, es decir, su capacidad para formar enlaces con otros átomos, dependen principalmente de su estructura electrónica [11] (y por lo tanto indirectamente del número de protones, siendo igual el número de electrones y protones de un átomo), mientras que no se ve afectado por el número de neutrones. De esto se deriva la utilidad de clasificar los átomos en la tabla periódica de elementos , donde los isótopos que tienen la misma estructura electrónica corresponden a cada elemento, independientemente del número de neutrones.

Nota

  1. ↑ El atomismo fue una corriente filosófica y no una teoría científica, ya que estas consideraciones no se derivaron de evidencia experimental.
  2. ^ a b c d Estas proposiciones serán refutadas más tarde por el descubrimiento de partículas subatómicas y los resultados de la física nuclear .
  3. ^ Caforio y Ferilli, Physica, Ed. Le Monnier, pag. 251
  4. ↑ a b c Liptrot , pág. 7.
  5. ↑ a b Liptrot , pág. 8.
  6. ^ Silvestroni , pág. 2 .
  7. ^ En cambio, el fenómeno de aniquilación ocurre entre partícula y antipartícula .
  8. ^ Libro de oro de la IUPAC, "protón"
  9. ^ Libro de oro de la IUPAC, "neutrón"
  10. ^ Libro de oro de la IUPAC, "nucleon"
  11. ^ a b c ( EN ) Thermopedia, "Atom"
  12. ^ Libro de oro de la IUPAC, "electrón"
  13. ^ Libro de oro de la IUPAC, "átomo"
  14. ^ El electrón, el protón y el neutrón no son las únicas partículas subatómicas; de hecho, después de su descubrimiento, siguieron los descubrimientos de muchas otras partículas subatómicas.
  15. ^ Libro de oro de la IUPAC, "número de masa"
  16. ^ Libro de oro de la IUPAC, "número atómico"
  17. ^ En su conjunto, cada átomo tiene, por tanto, una carga eléctrica nula.
  18. ^ a b Libro de oro de la IUPAC, "unidad de masa atómica unificada"
  19. ^ Libro de oro de la IUPAC, "ion"
  20. ^ Libro de oro de la IUPAC, "elemento químico"
  21. ^ Libro de oro de la IUPAC, "isótopos"
  22. ^ en agua pesada, los átomos de hidrógeno se reemplazan completamente por los de deuterio.
  23. ^ Libro de oro de la IUPAC, "dalton"
  24. ^ a b c R. Barbucci, A. Sabatini, P. Dapporto, Tabla periódica y propiedades de los elementos , Florencia, Edizioni V. Morelli, 1998 (archivado desde el original el 22 de octubre de 2010) .

Bibliografía

Artículos relacionados

Otros proyectos

enlaces externos

Control de autoridad Tesauro BNCF 4213 · LCCN (EN) sh85009333 · GND (DE) 4003412-4 · BNF (FR) cb11930986h (fecha) · NDL (EN, JA) 00,562,368
Estratto da " https://it.wikipedia.org/w/index.php?title=Atomo&oldid=122388101 "