átomo y sus partes

Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antiguaGrecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para eseconcepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. Elconocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII (véase química), los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, encambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.

Teoría de Dalton

John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Lasinvestigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O. Véase Reacción química.

Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es laentidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y argón, son inertes; esdecir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula.

Ley de Avogadro

El estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano Amedeo Avogadro, que en 1811 formuló una importante ley que lleva su nombre (véase ley de Avogadro). Esta ley afirma que dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si sus condiciones detemperatura y presión son las mismas. Si se dan esas condiciones, dos botellas idénticas, una llena de oxígeno y otra de helio, contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin embargo, el número de átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el oxígeno es diatómico.

Masa atómica

De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de “peso atómico” aunque lo correcto es “masa atómica”. La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.

La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Losexperimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro.

Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales de química y física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de referencia para calcular masas atómicas mediante el espectrómetro de masas. Además, la tabla de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la tabla antigua basada en el oxígeno natural.

La tabla periódica

A mediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de que las similitudes en las propiedades químicas de diferentes elementos suponían una regularidad que podía ilustrarse ordenando los elementos de forma tabular o periódica. El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso una tabla de elementos llamada tabla periódica, en la que los elementos están ordenados en filas y columnas de forma que los elementos con propiedades químicas similares queden agrupados. Según este orden, a cada elemento se le asigna un número (número atómico) de acuerdo con su posición en la tabla, que va desde el 1 para el hidrógeno hasta el 92 para el uranio, que tiene el átomo más pesado de todos los elementos que existen de forma natural en nuestro planeta. Como en la época de Mendeléiev no se conocían todos los elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla periódica correspondientes a elementos que faltaban. Las posteriores investigaciones, facilitadas por el orden que los elementos conocidos ocupaban en la tabla, llevaron al descubrimiento de los elementos restantes. Los elementos con mayor número atómico tienen masas atómicas mayores, y la masa atómica de cada isótopo se aproxima a un número entero, de acuerdo con la hipó tesis de Prout.

El tamaño del átomo

La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicasapropiadas impidió lograr respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10-27 kg. (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.

Radiactividad

Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia finales del siglo XIX dejó claro que el átomo no era una partícula sólida de materia que no pudiera ser dividida en partes más pequeñas. En 1895, el científico alemán Wilhelm Conrad Roentgen anunció el descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesar láminas finas de plomo. En 1897, el físico inglés J. J. Thomson descubrió el electrón, una partícula con una masa muy inferior al de cualquier átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel comprobó que determinadas sustancias, como las sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origen misterioso. El matrimonio de científicos franceses formado por Marie y Pierre Curie aportó una contribución adicional a la comprensión de esas sustancias “radiactivas” (véase radio). Como resultado de las investigaciones del físico británico Ernest Rutherford y sus coetáneos, se demostró que el uranio y algunos otros elementos pesados, como el torio o el radio, emiten tres clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma (g). Las dos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas eléctricamente cargadas, se denominan actualmente partículas alfa y beta. Posteriormente se comprobó que las partículas alfa son núcleos de helio (ver más abajo) y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de partes más pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas electromagnéticas, similares a los rayos X pero con menor longitud de onda (véase radiación electromagnética).

El átomo nuclear de Rutherford

El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo, que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte del átomo, viajaban en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro.

El átomo de Bohr

Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr (véase teoría cuántica). Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los “últimos” electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químico del átomo.

Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones.

Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla periódica.

Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como “nube de probabilidad” ha sustituido almodelo de sistema solar.

Líneas espectrales

Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneas espectrales características de numerosos elementos (véase Espectroscopia: Líneas espectrales). Los átomos excitados por energía suministrada por una fuente externa emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja presión en un tubo de vidrio y se hace pasar una corriente eléctrica a través de él, desprende luz visible de color rojizo. El examen cuidadoso de esa luz mediante un espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luz separadas por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura del espectroscopio que se forma en un color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda definida y una determinada energía asociada. La teoría de Bohr permite a los físicos calcular esas longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que los electrones pueden moverse en órbitas estables dentro del átomo. Mientras un electrón permanece en una órbita a distancia constante del núcleo, el átomo no irradia energía. Cuando el átomo es excitado, el electrón salta a una órbita de mayor energía, a más distancia del núcleo. Cuando vuelve a caer a una órbita más cercana al núcleo, emite una cantidad discreta de energía que corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El electrón puede volver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando órbitas que no estén completamente llenas. Cada línea observada representa una determinada transición electrónica entre órbitas de mayor y menor energía.

En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado que resultan afectados los electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas implican cantidades de energía muy grandes.

El núcleo atómico

En 1919, Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía partículas alfa. Algunas de estas partículas colisionaban con los núcleos de los átomos de nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los átomos de nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformado emitía una partícula positivamente cargada. Se comprobó que esas partículas eran idénticas a los núcleos de átomos de hidrógeno. Se las denominó protones. Las investigaciones posteriores demostraron que los protones forman parte de los núcleos de todos los elementos.

No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el físico británico James Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En cualquier átomo dado, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, al número atómico del átomo. Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones) que tienen diferente número de neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos se identifica con el símbolo 35Cl, y su pariente más pesado con 37Cl. Los superíndices identifican la masa atómica del isótopo, y son iguales al número total de neutrones y protones en el núcleo del átomo. A veces se da el número atómico como subíndice, como por ejemplo }Cl.

Los núcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y un número impar de protones; todos menos cuatro de los isótopos correspondientes a núcleos de este tipo son radiactivos. La presencia de un gran exceso de neutrones en relación con los protones también reduce la estabilidad del núcleo; esto sucede con los núcleos de todos los isótopos de los elementos situados por encima del bismuto en la tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. La mayor parte de los núcleos estables conocidos contiene un número par de protones y un número par de neutrones.

Radiactividad artificial

Los experimentos llevados a cabo por los físicos franceses Frédéric e Irène Joliot-Curie a principios de la década de 1930 demostraron que los átomos estables de un elemento pueden hacerse artificialmente radiactivos bombardeándolos adecuadamente con partículas nucleares o rayos. Estos isótopos radiactivos (radioisótopos) se producen como resultado de una reacción o transformación nuclear. En dichas reacciones, los algo más de 270 isótopos que se encuentran en la naturaleza sirven como objetivo de proyectiles nucleares. El desarrollo de “rompeátomos”, o aceleradores, que proporcionan una energía elevada para lanzar estas partículas-proyectil ha permitido observar miles de reacciones nucleares.

Reacciones nucleares

En 1932, dos científicos británicos, John D. Cockcroft y Ernest T. S. Walton, fueron los primeros en usar partículas artificialmente aceleradas para desintegrar un núcleo atómico. Produjeron un haz de protones acelerados hasta altas velocidades mediante un dispositivo de alto voltaje llamado multiplicador de tensión. A continuación se emplearon esas partículas para bombardear un núcleo de litio. En esa reacción nuclear, el litio 7 (7Li) se escinde en dos fragmentos, que son núcleos de átomos de helio. La reacción se expresa mediante la ecuación

Aceleradores de partículas

Alrededor de 1930, el físico estadounidense Ernest O. Lawrence desarrolló un acelerador de partículas llamado ciclotrón. Esta máquina genera fuerzas eléctricas de atracción y repulsión que aceleran las partículas atómicas confinadas en una órbita circular mediante la fuerza electromagnética de un gran imán. Las partículas se mueven hacia fuera en espiral bajo la influencia de estas fuerzas eléctricas y magnéticas, y alcanzan velocidades extremadamente elevadas. La aceleración se produce en el vacío para que las partículas no colisionen con moléculas de aire. A partir del ciclotrón se desarrollaron otros aceleradores capaces de proporcionar energías cada vez más altas a las partículas. Como los aparatos necesarios para generar fuerzas magnéticas intensas son colosales, los aceleradores de alta energía suponen instalaciones enormes y costosas.

Fuerzas nucleares

La teoría nuclear moderna se basa en la idea de que los núcleos están formados por neutrones y protones que se mantienen unidos por fuerzas “nucleares” extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares, los físicos tienen que perturbar los neutrones y protones bombardeándolos con partículas extremadamente energéticas. Estos bombardeos han revelado más de 200 partículas elementales, minúsculos trozos de materia, la mayoría de los cuales, sólo existe durante un tiempo mucho menor a una cienmillonésima de segundo.

Este mundo subnuclear salió a la luz por primera vez en los rayos cósmicos. Estos rayos están constituidos por partículas altamente energéticas que bombardean constantemente la Tierra desde el espacio exterior; muchas de ellas atraviesan la atmósfera y llegan incluso a penetrar en la corteza terrestre. La radiación cósmica incluye muchos tipos de partículas, de las que algunas tienen energías que superan con mucho a las logradas en los aceleradores de partículas. Cuando estas partículas de alta energía chocan contra los núcleos, pueden crearse nuevas partículas. Entre las primeras en ser observadas estuvieron los muones (detectados en 1937). El muón es esencialmente un electrón pesado, y puede tener carga positiva o negativa. Es aproximadamente 200 veces más pesado que un electrón. La existencia del pión fue profetizada en 1935 por el físico japonés Yukawa Hideki, y fue descubierto en 1947. Según la teoría más aceptada, las partículas nucleares se mantienen unidas por “fuerzas de intercambio” en las que se intercambian constantemente piones comunes a los neutrones y los protones. La unión de los protones y los neutrones a través de los piones es similar a la unión en una molécula de dos átomos que comparten o intercambian un par de electrones común. El pión, aproximadamente 270 veces más pesado que el electrón, puede tener carga positiva, negativa o nula.

Partículas elementales

Durante mucho tiempo, los físicos han buscado una teoría para poner orden en el confuso mundo de las partículas. En la actualidad, las partículas se agrupan según la fuerza que domina sus interacciones. Todas las partículas se ven afectadas por la gravedad, que sin embargo es extremadamente débil a escala subatómica. Los hadrones están sometidos a la fuerza nuclear fuerte y al electromagnetismo; además del neutrón y el protón, incluyen los hiperones y mesones. Los leptones “sienten” las fuerzas electromagnética y nuclear débil; incluyen el tau, el muón, el electrón y los neutrinos. Los bosones (una especie de partículas asociadas con las interacciones) incluyen el fotón, que “transmite” la fuerza electromagnética, las partículas W y Z, portadoras de la fuerza nuclear débil, y el hipotético portador de la gravitación (gravitón). La fuerza nuclear débil aparece en procesos radiactivos o de desintegración de partículas, como la desintegración alfa (la liberación de un núcleo de helio por parte de un núcleo atómico inestable). Además, los estudios con aceleradores han determinado que por cada partícula existe una antipartícula con la misma masa, cuya carga u otra propiedadelectromagnética tiene signo opuesto a la de la partícula correspondiente. Véase Antimateria.

En 1963, los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig propusieron la teoría de que los hadrones son en realidad combinaciones de otras partículas elementales llamadas quarks, cuyas interacciones son transmitidas por gluones, una especie de partículas. Esta es la teoría subyacente de las investigaciones actuales, y ha servido para predecir la existencia de otras partículas.

Liberación de la energía nuclear

En 1905, Albert Einstein desarrolló la ecuación que relaciona la masa y la energía, E = mc2, como parte de su teoría de la relatividad especial. Dicha ecuación afirma que una masa determinada (m) está asociada con una cantidad de energía (E) igual a la masa multiplicada por el cuadrado de lavelocidad de la luz ©. Una cantidad muy pequeña de masa equivale a una cantidad enorme de energía. Como más del 99% de la masa del átomo reside en su núcleo, cualquier liberación de grandes cantidades de energía atómica debe provenir del núcleo.

Hay dos procesos nucleares que tienen gran importancia práctica porque proporcionan cantidades enormes de energía: la fisión nuclear -la escisión de un núcleo pesado en núcleos más ligeros- y la fusión termonuclear -la unión de dos núcleos ligeros (a temperaturas extremadamente altas) para formar un núcleo más pesado. El físico estadounidense de origen italiano Enrico Fermi logró realizar la fisión en 1934, pero la reacción no se reconoció como tal hasta 1939, cuando los científicos alemanes Otto Hahn y Fritz Strassmann anunciaron que habían fisionado núcleos de uranio bombardeándolos con neutrones. Esta reacción libera a su vez neutrones, con lo que puede causar una reacción en cadena con otros núcleos. En la explosión de una bomba atómica se produce una reacción en cadena incontrolada. Las reacciones controladas, por otra parte, pueden utilizarse para producir calor y generar así energía eléctrica, como ocurre en los reactores nucleares.

La fusión termonuclear se produce en las estrellas, entre ellas el Sol, y constituye su fuente de calor y luz. La fusión incontrolada se da en la explosión de una bomba de hidrógeno. En la actualidad, se está intentando desarrollar un sistema de fusión controlada. Véase Energía nuclear; Armas nucleares.

Fuente de información:

www.monografias.com

Gracias por estar en conquistamerica.wordpress.com

Imágenes de neuronas

Imágenes de neuronas

https://conquistamerica.files.wordpress.com/2010/08/7002520neurona_primera.jpg?w=300

https://i2.wp.com/c2.api.ning.com/files/7H8KgipxFWLZjjREzlfqSfACZo*GpENTDw-xWioQ45DEC8v5RY9kTT0WmTdI5rNmSeiuYB5fP1-Ng7qgik7ZD1SqSJBU5-WC/Neuron.gif

Gracias por estar en conquistamerica.wordpress.com

Dibujos de La reproducción Asexual

Biparticion:

El progenitor se divide en dos celular hijas idénticas mas pequeñas que la inicial.

Ejemplo: Bacterias

gemación:

El progenitor forma yema que se divide o duplica para convertirse en un nuevo organismo.

Ejemplo: Levaduras

Esporulacion:

El núcleo de la célula madre se divide en núcleos pequeños (Muchos).

Se rompe la membrana nuclear de la célula madre formando células hijas.

Ejemplo: Algas

Fragmentacion:
El progenitor se parte en fragmentos o pedazos que generan un nuevo ser o célula hija.
Ejemplos:
La estrellas de mar o la planaria
https://conquistamerica.files.wordpress.com/2010/08/2repasexanim.jpg?w=133
https://conquistamerica.files.wordpress.com/2010/08/estrellademarfragmentacic3b3n.png?w=228
Gracias por estar en conquistamerica.wordpress.com

Que es un atomo?

En química y física, átomo es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

Una imagen de un atomo

Hecha para un mayor entendimiento

El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo ya fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo ** se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.

Estructura Atómica

La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleón, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.

El Núcleo Atómico

El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases:

* Protones: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y 1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón
* Neutrones: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10-27 kg)

El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. El núcleo del siguiente elemento en la tabla periódica, el helio, se encuentra formado por dos protones y dos neutrones. La cantidad de protones contenidas en el núcleo del átomo se conoce como número atómico, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico. Es el que distingue a un elemento químico de otro. Según lo descrito anteriormente, el número atómico del hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 2 (2He).

La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del hidrógeno es 1(1H), y el del helio, 4(4He).

Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas.

Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son los isótonos, que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros son átomos que tienen el mismo número másico.

Debido a que los protones tienen cargas positivas se deberían repeler entre sí, sin embargo, el núcleo del átomo mantiene su cohesión debido a la existencia de otra fuerza de mayor magnitud, aunque de menor alcance conocida como la interacción nuclear fuerte.

Interacciones eléctricas entre protones y electrones

Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico de Thomson, situación que varió despues de la experiencia de Rutherford. Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa central cargada positivamente rodeada de una nube de carga negativa[1] .

Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una particula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaria radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con la ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 − 10s, toda la energía del átomo se habría radiado, con el consiguiente caida de los electrones sobre el núcleo[2] .

Nube electrónica

Alrededor del núcleo se encuentran los electrones que son partículas elementales de carga negativa igual a una carga elemental y con una masa de 9,10 × 10–31 kg

La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.

A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus electrones sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una partícula con carga neta diferente de cero.

El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor del núcleo se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de electrones deslocalizados o difusos en el espacio, el cual representa mejor el comportamiento de los electrones descrito por la mecánica cuántica únicamente como funciones de densidad de probabilidad de encontrar un electrón en una región finita de espacio alrededor del núcleo.

Dimensiones atómicas

La mayor parte de la masa de un átomo se concentra en el núcleo, formado por los protones y los neutrones, ambos conocidos como nucleones, los cuales son 1836 y 1838 veces más pesados que el electrón respectivamente.

El tamaño o volumen exacto de un átomo es difícil de calcular, ya que las nubes de electrones no cuentan con bordes definidos, pero puede estimarse razonablemente en 1,0586 × 10–10 m, el doble del radio de Bohr para el átomo de hidrógeno. Si esto se compara con el tamaño de un protón, que es la única partícula que compone el núcleo del hidrógeno, que es aproximadamente 1 × 10–15 se ve que el núcleo de un átomo es cerca de 100.000 veces menor que el átomo mismo, y sin embargo, concentra prácticamente el 100% de su masa.

Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, el núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones, como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos.

Historia de la Teoría Atómica

El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.

El siguiente avance significativo se realizó hasta en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: “La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma.”; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro.

Luego en 1811 Amedeo Avogadro, físico italiano, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.

El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente.

La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.

Evolución del Modelo Atómico

La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.

Modelo de Dalton

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton. Este primer modelo atómico postulaba:

* La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
* Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
* Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
* Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
* Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
* Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).

Modelo de Thomson
Modelo atómico de Thomson
Modelo atómico de Thomson
Artículo principal: Modelo atómico de Thomson

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model).

Detalles del modelo atómico

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

Modelo de Rutherford
Modelo atómico de Rutherford
Modelo atómico de Rutherford
Artículo principal: Modelo atómico de Rutherford

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.

Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:

* Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
* No explicaba los espectros atómicos.

Modelo de Bohr
Modelo atómico de Bohr
Modelo atómico de Bohr
Artículo principal: Modelo atómico de Bohr

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.

“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas)

* Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
* Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables.
* Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrogeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una orbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no puede explicar la existencia de orbitas estables y para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.

Modelo de Schrödinger: Modelo Actual
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.

Artículo principal: Modelo atómico de Schrödinger

Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.

En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno y oxígeno.

http://blogdepcpi.files.wordpress.com/2009/10/atomo.jpg

https://i0.wp.com/3.bp.blogspot.com/_-IzYoMVakcY/SNFlaglN77I/AAAAAAAAAFU/s1606vWDaa8/s400/atomo.png