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Estructura de los átomosEstructura de los átomos

1. La estructura interna de los átomos

Thomson demostró que los electrones eran partículas componentes de todos los materiales.

Modelo atómico de Thomson: imaginó los átomos como una bolita de carga positiva en el que tendría incrustados los electrones con carga negativa, tantos como fueran necesarios para anular la carga positiva.

Rutherford ideó un experimento con el objetivo de comprobar la validez del modelo de Thomson, en el que bombardeó una lámina de oro muy fina con partículas α, con una masa cuatro veces mayor que la de un átomo de hidrógeno y una carga doble que la del electrón, pero positiva.

Resultados de la experiencia

La mayor parte de las partículas α atravesaban la lámina sin desviarse.

Algunas partículas sufrían desviaciones.

Raras veces, alguna partícula rebotaba y volvía hacia atrás.

La interpretación de Rutherford

La mayor parte de las partículas α no se desvían porque los átomos están básicamente vacíos.

Algunas partículas α porque pasan muy cerca de partículas muy pesadas y cargadas positivamente, lo que indica que las cargas positivas y negativas están separadas entre sí.

Algunas partículas α rebotan porque han chocado con algún corpúsculo de mucha más masa que la partícula y de la misma carga. Los átomos deben tener, por tanto, un núcleo, muy pequeño, donde se aloje casi toda su masa y su carga positiva.

El modelo atómico nuclear: Rutherford, en el año 1911, ideó un modelo atómico que aún hoy seguimos utilizando.

El átomo está formado por dos partes: la corteza y el núcleo: La CORTEZA, constituida por todos los electrones girando a gran

distancia alrededor del núcleo. El NÚCLEO, es muy pequeño y en él se encuentra toda la carga

eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.

¿Cómo tendría que ser ese núcleo?

Rutherford postuló que debía estar formado por unas partículas de masa igual a las del átomo de hidrógeno y carga igual a la del electrón, pero positiva. Les llamó protones y él mismo demostró, experimentalmente, su existencia.

Cómo la masa de los átomos suele ser mayor que la que corresponde al número de electrones que hay en su núcleo, Rutherford supuso que debía existir otra partícula en el núcleo de la misma masa del protón pero sin carga eléctrica, a la que llamó neutrón. Veinte años después, Chadwick, lo confirmó experimentalmente.

Así el átomo está formado por tres partículas: protones y neutrones en el núcleo, y electrones en la corteza.

2. Consecuencias del modelo de Rutherford

Resumimos las características de las tres partículas elementales, en la tabla siguiente, tomando la carga del electrón como unidad de carga y la masa del átomo de hidrógeno como unidad de masa atómica (u)

10nNeutrón

1+1pProtón

1/1850-1e-Electrón

MasaCarga SímboloNombre

Partículas elementales

Para designar el número de partículas que constituyen un átomo y con ello su estructura, se definieron los siguientes números:

Número atómico (Z): es el número de protones que contiene un átomo. El hecho de que un átomo corresponda a un elemento químico u otro depende el número de protones, es decir, del número atómico.

Número másico (A): es la suma de protones y neutrones del núcleo.

El número de neutrones (N) que puede haber en el núcleo es variable, pero esto no cambia las propiedades químicas del átomo.

Como los átomos son eléctricamente neutros el número de electrones es el mismo que de protones.

A=Z+N El número másico coincide, prácticamente, con

la masa del átomo

XAZ

A los átomos que tienen electrones en exceso o en defecto les llamamos iones.

Cuando un átomo pierde electrones, se ionizará, convirtiéndose en un ion positivo, o catión

Si un átomo captura electrones, se convertirá en un ion negativo o anión

3. Masas atómicas y moleculares. Isótopos.

Masa atómica relativa: los átomos y moléculas son partículas tan pequeñas que necesitamos una unidad que nos permita expresar su masa. Es la llamada unidad de masa atómica (u). Aunque en principio se tomó como unidad de masa atómica la masa del H, actualmente se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12.

1 u = 1,6605·10-27 kg Masas moleculares: para calcular la masa relativa de las moléculas

basta con sumar las masas de sus átomos en u. Isótopos: son átomos de un mismo elemento que tienen distinto

número de neutrones.

Isótopos del hidrógeno y del carbono

4. Los elementos químicos

Las sustancias formadas por átomos iguales se llaman elementos químicos (incluimos los isótopos, ya que sus propiedades químicas son las mismas)

El nombre de los elementos: muchos elementos químicos tienen nombres muy antiguos (oro, hierro,..); otros descubiertos entre los siglos XVIII y XIX llevan nombres de dioses romanos (helio, uranio,..); los más modernos llevan nombres de países (francio, germanio,..) , de personas (curio, nobelio,..) e incluso de ciudades (dubnio).

Todos los elementos químicos son representados por símbolos, con una primera letra que coincide con la primera de su nombre. Sin coincide con otro elemento se añade una segunda letra en minúscula, la más sonora del nombre.

Hoy se conocen 111 elementos químicos. Hay elementos que tienen propiedades comunes, lo que nos permite clasificarlos y estudiarlos más fácilmente. Se podrían clasificar en dos grandes grupos:

Metales: son blancos o grisáceos, tienen brillo metálico, son buenos conductores de la electricidad y del calor. Tienen puntos de fusión y ebullición altos. Son dúctiles y maleables. Pueden perder electrones y formar cationes.

No metales: son malos conductores de la electricidad y del calor. Se pueden encontrar en formas sólidas, líquidas y gaseosas, y tienen baja densidad. Los no metales pueden ganar electrones y formar aniones.

Clasificación periódica de los elementos

El químico ruso Dimitri Mendeleiev elaboró una tabla, el Sistema Periódico, en la que incluyó todos los elementos conocidos en la época, incluso dejó el sitio para algunos de los que habrían de descubrir después. La clasificación actual es muy parecida a la suya.

Los elementos se clasifican en orden creciente de números atómicos, en filas, y de tal forma que todos los que poseen propiedades químicas semejantes están colocados unos debajo de otros formando columnas, a las que llamamos familias o grupos. Hay 18 grupos, numerados del 1 al 18. Las filas se denominan periodos y se numeran del 1 al 7.

El sistema periódico