ESTRUCTURA ATÓMICA

ESTRUCTURA ATÓMICA

El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar las semejanzas y diferencias entre las propiedades químicas de los elementos. Además la mayoría de las reacciones químicas implican una reorganización de la estructura electrónica externa de los átomos.

En el átomo distinguimos dos partes importantes el núcleo y la corteza.

-          Núcleo:

El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

-          La corteza:

 Es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

Isótopos Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico. La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.

Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.

MODELOS ATOMICOS:

Leucipo y Demócrito fueron los primeros en decir que todo estaba constituido por átomos.

A(sin) Tomos(división)

John Dalton reforma la idea de átomos, describiéndolos como esferas macizas y realiza los primeros planos de los átomos.

-          M. Thomson:

Los experimentos de Thomson sobre los rayos catódicos en campos magnéticos y eléctricos dieron pie al descubrimiento del electrón he hizo posible medir la relación entre su carga y su masa.

Quién pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban embebidos los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva.

-          M. Rutherford:

Para Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.

El cual se resumia de la siguiente manera:

·         El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.

·         Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.

·         La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.

Rutherford también calculó cuidadosamente el tamaño del átomo   con un diámetro del orden de 10^-10 m

Para analizar cuál era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un experimento:

El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). De ser correcto el modelo atómico de Thomson, el haz de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas a su trayectoria. Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thomson fuese correcto. 

Representación esquemática de la dispersión de partículas en los experimentos realizados por Rutherford con láminas de oro. El bombardeo de una lámina de oro con partículas  mostró que la mayoría de ellas atravesaba la lámina sin desviarse. Ello confirmó a Rutherford que los átomos de la lámina debían ser estructuras básicamente vacías.

-          M. Bohr

 Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados:

Primer Postulado:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía

Segundo Postulado:
Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.

Tercer postulado:

Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.

Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posibl

Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7 .

La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno.

                             r_n=n²a₀, dónde n= 1, 2, 3, ... y a₀=0.53 Å (53 pm)

La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y la energía. Por convenio, cuando el electrón está separado del núcleo se dice que está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído por el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa, y su valor desciende a

R_H es una constante que depende de la masa y la carga del electrón y cuyo valor es 2.179 · 10^-18 J.

La energía de un fotón, bien sea absorbido o emitido, se calcula de acuerdo con la ecuación de Planck.

Representación de las órbitas	n	distancia
	1	0,53 Å
	2	2,12 Å
	3	4,76 Å
	4	8,46 Å
	5	13,22 Å
	6	19,05 Å
	7	25,93 Å

Nota: Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) y equivale a 1.0 x 10^-10 metros.

El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita "absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original,  el electrón necesita emitir  la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación).

APLICACIONES EN LA VIDA COTIDIANA

· Constantemente estamos rodeados de materia, la cual contiene átomos por lo cual cualquier objeto esta formado por átomos.

APLICACIONES EN LA FISIOTERAPIA
· La hidroterapia es uno de los métodos utilizados para la recuperación de pacientes con diferentes patologías ya que el agua esa compuesta por muchas moléculas conformadas por átomos que estimulan diferentes funciones del cuerpo humano.