Estructura atómica
| ||||||
Estructura atómica de la materia, es la disposición que presentan los elementos más pequeños que la conforman (átomos, electrones, protones, neutrones, núcleo), y que define las propiedades de cada uno de los materiales.
Sumario
Reseña histórica
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y transcurrieron cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.
Modelo de Ernest Rutherford
En 1911 Rutherford presentó un modelo de átomo de la siguiente constitución: un núcleo de carga positiva (contiene igual número de protones y de neutrones que están fuertemente ligados entre sí mediante poderosos campos nucleares para constituir el núcleo atómico monolítico), alrededor del cual giran los electrones, de manera semejante a como lo hacen los planetas alrededor del Sol. El número de electrones de un átomo dado está determinado por el número de protones del núcleo. Además estableció que la masa fundamental del átomo está concentrada en su núcleo.
Limitaciones
El modelo de Rutherford considera las fuerzas electrostáticas de atracción entre el núcleo y los electrones iguales y opuestas a las fuerzas centrífugas de los electrones. Esto no es adecuado, ya que los electrones al girar irradian energía y el átomo se desintegraría.
Modelo de Niehls Bohr
En 1913 el físico danés Niehls Bohr propuso un modelo en el cual se evitaban las dificultades de la desintegración suponiendo que los electrones giraban en torno al núcleo siguiendo órbitas fijas a las cuales correspondían niveles de energía definidos y diferentes, superiores al nivel cero del núcleo. También se consideraba que el electrón no radiaba energía mientras permaneciera en una órbita fija, pero que emitía un quantum de energía al pasar de una órbita a otra de nivel energético inferior. Inversamente si el electrón absorbía un quantum de energía de valor adecuado podía pasar a otra órbita de nivel superior. Las distancias entre el núcleo y los electrones planetarios se consideraban pequeñas en el sentido corriente, pero muy grandes comparadas con las dimensiones de las partículas en cuestión.
Postulados de Bohr
A él se debe la formulación de las leyes del movimiento de los electrones alrededor del núcleo. Su teoría se basa en tres postulados fundamentales:
- el electrón puede moverse alrededor del núcleo solamente en una órbita de radio determinado y no en una arbitraria. Esas órbitas se denominan estacionarias (permisibles o permitidas).
- el electrón que se mueve en una cualquiera de las órbitas estacionarias no irradia energía.
- la transición electrónica desde una órbita más distante a otra más próxima al núcleo va acompañada por la emisión de energía, es decir, con la correspondiente pérdida de energía.
Además de la energía potencial que tienen por su posición en el espacio, los electrones que giran en torno al núcleo tienen una velocidad y por lo tanto una energía cinética. Sin embargo, según la Mecánica Cuántica, un electrón en un átomo puede tener solamente ciertas energías y órbitas en torno al núcleo.
Principio de exclusión de Pauli (1925)
Si pude examinar con detalle un átomo normal aislado, veríamos que nunca habría dos electrones satélites simultáneamente en el mismo estado cuántico, es decir, nunca dos electrones de un átomo dado tendrán simultáneamente iguales niveles energéticos o estarán en posiciones exactamente iguales. Según el principio, dos electrones en un átomo dado no podrán hallarse simultáneamente en el mismo estado cuántico (nunca dos electrones en un sistema electrónico pueden tener iguales los cuatro números cuánticos).
Molécula
Las moléculas (partícula más pequeña de un compuesto químico, que retiene aún las características del compuesto), están constituidas por átomos, éstos a su vez están compuestos por un núcleo cargado de electricidad positiva alrededor del cual giran los electrones, partículas cargadas negativamente y que se representan gravitando alrededor del núcleo de la misma forma que un planeta lo hace alrededor del Sol.
Los electrones se hallan repartidos en una serie de capas (u órbitas) representadas con círculos alrededor del núcleo. El número atómico Z determina la cantidad de electrones orbitales alrededor del núcleo. El átomo en su conjunto es neutro eléctricamente.
En la física cuántica el estado de los electrones respecto al átomo se caracteriza por cuatro números cuánticos: n, l, m, s.
Ejemplo
El número atómico del Silicio (Si) es Z=14, por lo que su distribución electrónica en niveles de energía será 1s22s22p63s23p2.
Recordando que según el Principio de Exclusión de Pauli, ningún electrón puede tener el mismo set de números cuánticos que lo identifique.
Los electrones forman en el interior capas o anillos o pisos. El anillo más interno puede contener a lo sumo dos electrones. Si más de dos electrones deben ser acomodados se forma un segundo anillo que puede contener a lo sumo ocho electrones. Si es necesario se formarán terceros o cuartos anillos para contener mayor número de electrones. El átomo más simple y por lo tanto el más ligero es el de Hidrógeno (1 protón y 1 electrón). El uranio es el elemento más pesado encontrado en la Tierra.
