Poco después del descubrimiento de las partículas subatómicas de un átomo, los científicos estaban ansiosos por averiguar la distribución de estas partículas dentro del átomo. Se propusieron varios modelos atómicos para explicar la estructura del átomo. Sin embargo, muchos de ellos no pudieron explicar la estabilidad del átomo. Conozcamos dos de estos modelos atómicos que han conducido a nuestro concepto actual del átomo.
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- El modelo atómico de Thomson
- El modelo atómico de Rutherford
- Experimento de dispersión de partículas alfa
- Experimento
- Resultados
- Conclusiones del experimento de dispersión α
- Modelo nuclear del átomo
- Desventajas del modelo atómico de Rutherford
- Número atómico y número de masa
- Isobares e isótopos
- Ejemplos resueltos para ti
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El modelo atómico de Thomson
En 1898, J. J. Thomson propuso el primero de los muchos modelos atómicos que vendrían. Propuso que un átomo tiene forma de esfera con un radio de aproximadamente 10-10m, donde la carga positiva está distribuida uniformemente. Los electrones están incrustados en esta esfera para dar la disposición electrostática más estable.
Modelo atómico de Thomson
¿No te recuerda la figura de arriba a una sandía cortada con semillas dentro? O también se puede pensar en ella como un pudín en el que los electrones son la ciruela o las pasas del pudín. Por lo tanto, este modelo también se conoce como el modelo de la sandía, el modelo del pudín de ciruelas o el modelo del pudín de pasas.
Un aspecto importante de este modelo es que asume que la masa del átomo está distribuida uniformemente sobre el átomo. El modelo atómico de Thomson logró explicar la neutralidad general del átomo. Sin embargo, sus propuestas no eran coherentes con los resultados de experimentos posteriores. En 1906, J. J. Thomson fue galardonado con el Premio Nobel de Física por sus teorías y experimentos sobre la conducción de la electricidad por los gases.
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El modelo atómico de Rutherford
El segundo de los modelos atómicos fue la contribución de Ernest Rutherford. Para llegar a su modelo, Rutherford y sus estudiantes -Hans Geiger y Ernest Marsden- realizaron un experimento en el que bombardearon una lámina de oro muy fina con partículas α. Entendamos este experimento.
Experimento de dispersión de partículas alfa
Experimento
En este experimento, se dirigieron partículas alfa de alta energía procedentes de una fuente radiactiva a una fina lámina (de unos 100nm de espesor) de oro. Alrededor de la fina lámina de oro había una pantalla circular de sulfuro de zinc fluorescente. Un pequeño destello de luz se producía en un punto de la pantalla cada vez que las partículas α chocaban contra ella.
Experimento de dispersión de partículas alfa de Rutherford
Resultados
Basándose en el modelo de Thomson, la masa de cada átomo de la lámina de oro debería estar uniformemente repartida por todo el átomo. Por lo tanto, cuando las partículas α chocan con la lámina, se espera que se ralenticen y cambien de dirección sólo en pequeños ángulos al atravesar la lámina. Sin embargo, los resultados del experimento de Rutherford fueron inesperados –
- La mayoría de las partículas α pasaron sin desviarse a través de la lámina.
- Un pequeño número de partículas α se desviaron con ángulos pequeños.
- Muy pocas partículas α (aproximadamente 1 de cada 20.000) rebotaron.
El modelo de Thomson frente al modelo de Rutherford
Conclusiones del experimento de dispersión α
Basado en los resultados anteriores, Rutherford llegó a las siguientes conclusiones sobre la estructura del átomo:
- Dado que la mayoría de las partículas α atravesaron la lámina sin desviarse, la mayor parte del espacio del átomo está vacío.
- La desviación de unas pocas partículas α cargadas positivamente debe deberse a la enorme fuerza de repulsión. Esto sugiere que la carga positiva no está repartida uniformemente por todo el átomo como había propuesto Thomson. La carga positiva tiene que estar concentrada en un volumen muy pequeño para desviar las partículas α cargadas positivamente.
- Los cálculos de Rutherford muestran que el volumen del núcleo es muy pequeño comparado con el volumen total del átomo y el radio de un átomo es de unos 10-10m, mientras que el del núcleo es de 10-15m.
Modelo nuclear del átomo
Basado en sus observaciones y conclusiones, Rutherford propuso su modelo de la estructura del átomo. Según este modelo –
- La mayor parte de la masa del átomo y la carga positiva están densamente concentradas en una región muy pequeña del átomo. Rutherford llamó a esta región el núcleo.
- Los electrones rodean el núcleo y se mueven a su alrededor a velocidades muy altas en trayectorias circulares llamadas órbitas. Esta disposición también se asemeja al sistema solar, donde el núcleo forma el sol y los electrones son los planetas que giran. Por lo tanto, también se denomina Modelo Planetario.
- Las fuerzas electrostáticas de atracción mantienen unidos al núcleo y a los electrones.
Desventajas del modelo atómico de Rutherford
- Según el modelo atómico de Rutherford, los electrones (planetas) se mueven alrededor del núcleo (sol) en órbitas bien definidas. Como un cuerpo que se mueve en una órbita debe sufrir una aceleración, los electrones, en este caso, deben estar bajo aceleración. Según la teoría electromagnética de Maxwell, las partículas cargadas al ser aceleradas deben emitir radiación electromagnética. Por lo tanto, un electrón en una órbita emitirá radiación y eventualmente la órbita se reducirá. Si esto es cierto, entonces el electrón entrará en espiral en el núcleo. Pero esto no ocurre. Por lo tanto, el modelo de Rutherford no explica la estabilidad del átomo.
- Contrariamente, consideremos que los electrones no se mueven y están estacionarios. Entonces, la atracción electrostática entre los electrones y el núcleo denso tirará de los electrones hacia el núcleo para formar una versión en miniatura del modelo de Thomson.
- El modelo de Rutherford tampoco dice nada sobre la distribución de los electrones alrededor del núcleo y las energías de estos electrones.
Así, los modelos atómicos de Thomson y Rutherford revelaron aspectos clave de la estructura del átomo, pero no abordaron algunos puntos críticos. Ahora que conocemos los dos modelos atómicos, tratemos de entender algunos conceptos.
Número atómico y número de masa
Como ya sabemos, una carga positiva en el núcleo se debe a los protones. Además, la carga del protón es igual pero opuesta a la del electrón. El número atómico (Z) es el número de protones presentes en el núcleo. Por ejemplo, el número de protones en el sodio es 11 mientras que es 1 en el hidrógeno, Por lo tanto, los números atómicos del sodio y del hidrógeno son 11 y 1, respectivamente.
Además, para mantener la neutralidad eléctrica, el número de electrones en un átomo es igual al número de protones (número atómico, Z). Por lo tanto, el número de electrones en el sodio y el hidrógeno es 11 y 1, respectivamente.
Número atómico = el número de protones en el núcleo de un átomo
= el número de electrones en un átomo neutro
La carga positiva del núcleo se debe a los protones, pero la masa del átomo se debe a los protones y neutrones. Se conocen colectivamente como nucleones. El número de masa (A) del átomo es el número total de nucleones.
Número de masa (A) = el número de protones (Z) + el número de neutrones (n)
Por lo tanto, la composición de un átomo se representa utilizando el símbolo del elemento (X) con el número de masa (A) como superíndice a la izquierda y el número atómico (Z) como subíndice a la izquierda – AZX.
Aprende sobre el número atómico con más detalle aquí.
Isobares e isótopos
Los isótopos son átomos con el mismo número másico pero con un número atómico diferente. Por ejemplo, 146C y 147N.
Aprende sobre los isóbaros con más detalle aquí.
Los isótopos, por otro lado, son átomos con el mismo número atómico pero un número de masa diferente. Esto significa que la diferencia de los isótopos se debe a la presencia de un número diferente de neutrones en el núcleo. Entendamos esto usando el hidrógeno como ejemplo –
- El 99,985% de los átomos de hidrógeno contienen sólo un protón. Este isótopo es el protio (11H).
- El isótopo que contiene un protón y un neutrón es el deuterio (21D).
- El isótopo con un protón y dos neutrones es el tritio (31T). Este isótopo existe en cantidades mínimas en la Tierra.
Otros isótopos comunes son – átomos de carbono con 6 protones y 6, 7 u 8 neutrones (126C, 136C, 146C) y átomos de cloro con 17 protones y 18 o 20 neutrones (3517Cl, 3717Cl).
Nota: Las propiedades químicas de los átomos están bajo la influencia del número de electrones, que dependen del número de protones en el núcleo. El número de neutrones tiene un efecto muy pequeño en las propiedades químicas de un elemento. Por lo tanto, todos los isótopos de un elemento muestran el mismo comportamiento químico.
Aprende aquí sobre los isótopos con más detalle.
Ejemplos resueltos para ti
Pregunta 1: Empareja las columnas:
| 1. Número de masa | a. Modelo nuclear del átomo |
| 2. J.J. Thomson | b. Número de protones |
| 3. Rutherford | c. Número de nucleones |
| 4. Número atómico | d. Modelo del budín de ciruelas |
Solución: 1 → c, 2 → d, 3 → a, 4 → b.
Pregunta 2: Calcula el número de protones, neutrones y electrones del 5626Fe.
Solución: En 5626Fe, número atómico (Z) = 26, número másico (A) = 56.
Número de protones = número de electrones = Z = 26.
Número de neutrones = A – Z = 56 – 26 = 30.