El documento resume el desarrollo de la teoría atómica desde Demócrito hasta la identificación del protón, neutrón y electrón como partículas subatómicas. Explica cómo experimentos con rayos catódicos llevaron al descubrimiento del electrón y cómo experimentos de Rutherford con partículas alfa revelaron la estructura del núcleo atómico. También describe cómo el descubrimiento del neutrón explicó las diferencias de masa entre isótopos y estableció el modelo atómico moderno.

1. Estructura atómica (I)
La Estructura Atómica – Desarrollo de la teoría atómica
La teoría atómica
En el siglo V a.c. el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la
materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles a las cuales llamó
átomos (que significa indivisible o indestructible). Esta idea no fue aceptada por muchos de
sus contemporáneos, pero logró mantenerse a través del tiempo.
En 1808 un científico inglés, el profesor John Dalton, formuló una definición
precisa de estas unidades indivisibles con las que está formada la materia.
En su libro “Un nuevo sistema de filosofía química”, planteó las siguientes
hipótesis:
1. Los elementos están formados por átomos. Todos los átomos de un elemento son
idénticos, con el mismo tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento
son distintos de los átomos de otros elementos.
2. Los compuestos se forman por la combinación de más de un elemento, la relación entre
ellos permanece constante y es un número entero o fracción sencilla.
3. Las reacciones químicas implican combinación, separación o reordenamiento, sin
creación o destrucción de átomos.
El concepto de Dalton es mucho más detallado y específico que el de Demócrito. La
primera hipótesis establece que los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de
los demás elementos.
La segunda hipótesis sugiere que para formar un compuesto no solamente son
necesarios los átomos de los elementos correctos sino que debe haber un número específico
de dichos átomos.
La tercera hipótesis es una forma de enunciar la ley de conservación de la masa, la
cual establece que la materia no se crea ni se destruye.
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2. Estructura atómica (I)
La estructura del átomo
En base a la teoría de Dalton, un átomo se define como la unidad básica de un
elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton describió al átomo
como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de
investigaciones iniciadas alrededor del año 1850, y que continuaron hasta el siglo XX,
demostraron que los átomos tienen una estructura interna, o sea que están formados por
partículas aún más pequeñas, denominadas partículas subatómicas.
El electrón
En la década de 1890, muchos científicos estaban interesados en el estudio de la
radiación, la emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas. Uno
de los experimentos que se realizaba consistía en la utilización de un tubo de rayos
catódicos, antecesor de los que se utilizan en los televisores.
En estos tubos de vidrio se colocaban dos placas metálicas y se conectaban a una
fuente de alto voltaje, y en presencia de distintos gases se observaba la formación de rayos
invisibles con origen en el cátodo (rayos catódicos) que se dirigían hacia el ánodo, y
atravesando una perforación en el mismo, llegaban al otro extremo del tubo, que se recubría
de una manera especial, formándose una fluorescencia.
Una pregunta que surgió inmediatamente era la naturaleza de estos rayos. Algunos
científicos sostenían que eran radiaciones, mientras que otros se inclinaban por pensar que
eran partículas.
Esta duda se despejó cuando se hicieron experimentos con campos magnéticos; una
onda no se desviaría en la presencia del mismo, pero sí lo hicieron los rayos catódicos.
Además, los resultados coincidían con los que se obtendrían con una carga en movimiento
en presencia de un campo eléctrico, resultaban atraídos por la placa positiva y repelidos por
la negativa, se llegó a la conclusión de que tenían carga negativa. Estas partículas son las
que actualmente conocemos como electrones.
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3. Estructura atómica (I)
El físico inglés J. J. Thomson (Premio Nobel de física en 1906 por el
descubrimiento del electrón) pudo con estos experimentos encontrar la relación entre la
carga eléctrica y la masa de un electrón. El número que obtuvo fue de -1.76 x 108 C/g;
donde C es la unidad de carga eléctrica o Coulomb.
Más tarde, entre 1908 y 1917, R.A. Millikan (Físico norteamericano, que recibió el
premio Nobel de física en 1923 por la determinación de la carga del electrón) realizó una
serie de experimentos que le permitió obtener la carga del electrón con gran precisión,
obteniendo un valor de -1,6022 x 10-19 C. con este valor se obtuvo el de la masa del
electrón, que resultó ser de 9,10 x 10-28 g.
Radioactividad
En 1895 el físico alemán Willhelm Röntgen (Físico alemán, Premio Nobel de física
en 1901 por el descubrimiento de los rayos X) observó que cuando los rayos catódicos
incidían sobre el vidrio y los metales, éstos emitían unos rayos desconocidos.
Estos rayos tenían propiedades extrañas: atravesaban la materia, oscurecían las
placas fotográficas y producían fluorescencia en algunas sustancias. Como estos rayos no
eran afectados por campos magnéticos, a diferencia de los rayos catódicos, no estaban
constituidos por partículas. En base a estas propiedades Röntgen los llamó rayos X.
Poco después, Antoine Becquerel y su discípula Marie Curie descubrieron que
algunas sustancias producían los mismos efectos que los rayos X, pero en forma
espontánea. Marie Curie sugirió el nombre de radioactividad para describir la emisión
espontánea de partículas y/o radiación. (Antoine Becquerel recibió el Premio Nobel de
física en 1903 por el descubrimiento de la radioactividad del uranio, y Marie Curie recibió
el Premio Nobel de física por su trabajo sobre la radioactividad en 1903 y en 1911 recibió
el Premio Nobel de química por sus trabajos con el radio y el polonio)
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4. Estructura atómica (I)
La desintegración de sustancias radioactivas como el uranio produce tres tipos de
rayos diferentes. Dos de estos rayos son desviados de sus trayectorias por placas metálicas
con cargas opuestas, los rayos alfa (α) constan de partículas cargadas positivamente,
llamadas partículas α, que se apartan de la placa con carga positiva, los rayos beta (β), por
su parte, son electrones y se alejan de la placa con carga negativa. Un tercer tipo de
radiación consta de rayos de alta energía, llamados rayos gamma (γ). Al igual que los
rayos X, los rayos γ no presentan carga y no los afecta un campo externo.
El protón y el núcleo
Desde 1900 se conocían dos características de los átomos: contienen electrones y
son eléctricamente neutros. Para que un átomo sea neutro debe contener el mismo número
de cargas positivas y negativas. Thomson propuso que un átomo podía visualizarse como
una esfera cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones como si
fueran las pasas en un pastel. Este modelo, llamado “modelo del budín de pasas”, se aceptó
como una teoría durante algunos años.
En 1910, un físico neozelandés, Ernest Rutheford, que estudió con Thomson en la
Universidad de Cambridge, utilizó partículas α para demostrar la estructura de los átomos.
Realizó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de
otros metales, como blanco de partículas α provenientes de una fuente radioactiva.
Siguiendo el modelo de Thomson, el resultado esperado es que las partículas
atravesaran con poca o ninguna desviación la lámina, sin embargo una cantidad
sorprendente de las mismas se desviaban en forma significativa, y en algunos casos
“rebotaban” contra la lámina. Este resultado fue tan sorprendente como si se hubiera
disparado una bala contra una hoja de papel y la misma regresara.
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5. Estructura atómica (I)
Con estos resultados, Rutheford elaboró un nuevo modelo de átomo. En el mismo,
se consideraba que la mayor parte del átomo era espacio vacío, lo cual explicaba porqué la
mayoría de las partículas atravesaban las placas sin problemas. Rutheford propuso que las
cargas positivas de los átomos se encontraban concentradas en un denso conglomerado
central dentro del átomo, al que llamó núcleo. Cuando una partícula α pasaba cerca del
núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una intensa fuerza de repulsión (ya que las dos
partículas poseen carga positiva), y si impactaba sobre él, esta repulsión era tan grande que
su trayectoria se invertía por completo.
Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones.
En otros experimentos se determinó que poseen la misma carga que los electrones y que su
masa es de 1.67262 x 10-24 g, aproximadamente 1840 veces la masa de las partículas con
carga negativa, los electrones.
Con estos resultados, la imagen del átomo era la siguiente: la masa del núcleo
constituye la mayor parte de la masa total del átomo, pero el núcleo ocupa solamente 1/1013
del volumen total del átomo. En forma relativa, si el átomo tuviera el tamaño de una cancha
de fútbol, su núcleo tendría el tamaño de una bolita.
El neutrón
Todavía quedaba un problema sin resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más
sencillo, contenía solamente un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. Por
lo tanto, la relación de masas entre un átomo de Helio y un átomo de Hidrógeno debería ser
2:1 (como los electrones son mucho más ligeros que los protones, no los consideramos).
Sin embargo, ya era sabido que esta relación era de 4:1, por lo que debía haber otra
partícula subatómica en el núcleo. En 1932, el físico inglés James Chadwik, realizó un
experimento bombardeando una lámina de berilio con partículas α, obteniendo una
radiación de muy alta energía. Experimentos posteriores demostraron que estos rayos eran
partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los
protones; a los que llamaron neutrones.
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6. Estructura atómica (I)
Este hecho explicó el misterio: una partícula de helio tiene en su núcleo dos
protones y dos neutrones, mientras que en el hidrógeno hay un solo neutrón y no hay
neutrones, por lo que la relación es de 4:1.
Número atómico, número de masa e isótopos
Todos los átomos se pueden identificar por su número de protones y neutrones. El
número atómico (Z) e el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. Es
también igual al número de electrones, ya que debe haber igual número de cargas positivas
y negativas para que un átomo sea neutro. Este número proporciona la identidad química de
un átomo, ya que, por ejemplo, a un átomo con número atómico 7, o sea que tiene 7
protones y 7 electrones, se lo denomina Nitrógeno.
El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el
núcleo de un átomo de un elemento. Excepto el hidrógeno, todos los demás núcleos
contienen tanto protones como neutrones.
En general:
Número de masa = número de protones + número de neutrones
Número de masa = número atómico + número de neutrones
No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría
de los elementos tienen dos o más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico
pero diferente número de masa. Por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno. Uno de
ellos, se conoce como hidrógeno, tiene un protón y no tiene neutrones. El isótopo llamado
deuterio tiene un protón y un neutrón y el tritio tiene un protón y dos neutrones. La forma
aceptada para denotar el número atómico y el número de masa de un elemento es como
A
sigue: Z X
Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por
los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios
químicos en formas normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento presentan
un comportamiento químico semejante, forman el mismo tipo de compuestos y presentan
reactividades similares.
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