Modelo Atómico

EL ÁTOMO:

El átomo (del latín atŏmum, y este del griego ἄτομον 'sin partes, indivisible') es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades químicas bien definidas, formado a su vez por constituyentes más elementales sin propiedades químicas bien definidas. Cada elemento químico está formado por átomos del mismo tipo (con la misma estructura electrónica básica), y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

La ciencia explica hoy que el átomo está compuesto por un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. Esto fue descubierto a principios del siglo XX, ya que durante el siglo XIX se había pensado que los átomos eran indivisibles, de ahí su nombre a-tómo- 'sin división'. Poco después se descubrió que también el núcleo está formado por partes, como los protones, con carga positiva, y neutrones, eléctricamente neutros. Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza electromagnética.

Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga su núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico, y el número de neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se denomina ion.

MODELOS ATÓMICOS

Modelo atómico de DALTON:

Nació en Eaglesfield, Inglaterra, en 1766, en el seno de una humilde familia de tejedores. Siendo todavía un niño, tenía que ayudar a sus padres a tejer ropa y trabajar en las labores del campo, al mismo tiempo que estudiaba. Su familia pertenecía a un grupo religioso cuyos acólitos se llaman “cuáqueros”, que en síntesis, promueven la humildad y reniegan de las autoridades eclesiásticas. 

A diferencia de otros niños pobres, él pudo ir a la escuela y tuvo un buen profesor que lo incentivó a seguir estudiando. Se esforzó, tuvo buenas notas y con sólo 12 años, empezó a trabajar como profesor, debido a sus necesidades económicas. Le encantaba investigar y aprender, y con ese espíritu trabajó durante toda su vida. Cuando murió, a los 78 años (1844), miles de personas acudieron a rendirle homenaje en el funeral. ¿Sabes de quién estamos hablando? De John Dalton, el responsable del primer modelo de átomo con base científica. En el fondo, con Dalton la humanidad comenzó el camino que la condujo a utilizar la energía atómica.

El modelo atómico de Dalton fue expuesto en un libro llamado “Nuevo sistema de filosofía química”, y en síntesis decía lo siguiente:

• La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”.
• Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno son iguales.
• Por otro lado, los átomos de elementos diferentes, son diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno.
• Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua.
• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
• Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2)

Algunas de estos planeamientos perdieron vigencia con el tiempo. Hoy sabemos que los átomos sí se pueden dividir y que no todos los átomos de un mismo elemento son iguales; pero es innegable que fueron muy importantes para la ciencia.

Esa no fue, sin embargo, la única contribución de John Dalton. Hizo muchos otros aportes en el campo de la meteorología y la física, e incluso en la medicina: cuando tenía 26 años se dio cuenta de que tanto él como su hermano confundían los colores. Realizó un detallado estudio de la enfermedad visual que padecía, el primero de su tipo, y por tanto desde ese momento se llamó “daltonismo”. En 1832 fue invitado a visitar al rey Guillermo IV y, cuál no fue la sorpresa de los presentes cuando el eminente científico llegó vistiendo un llamativo traje de color rojo. Claro, él lo veía gris oscuro, porque era, además de Dalton, daltónico.

   

Modelo atómico de THOMSON

Es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, embebidos en éste al igual que las pasas de un budín. A partir de esta comparación, fue que el supuesto se denominó "Modelo del budín de pasas". Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad.

El nuevo modelo atómico usó la amplia evidencia obtenida gracias al estudio de los rayos catódicos a lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los procesos químicos, postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos catódicos sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga negativa. El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo de Thomson aunaba las virtudes del modelo de Dalton y simultáneamente podía explicar los hechos de los rayos catódicos.

Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford, que sugería que la carga positiva estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que se conoció como núcleo atómico. El modelo atómico de Rutherford, permitió explicar esto último, revelando la existencia de un núcleo atómico cargado positivamente y de elevada densidad.

Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr, Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado. 

    

Modelo atómico de RUTHERFORD

Ernest Rutherford (1871-1937) físico y químico británico, de origen neozelandés, es considerado el padre de la física nuclear. A comienzos de 1911, propuso la idea de que el átomo de cualquier elemento se compone de un núcleo diminuto en el que se reúne toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa y de electrones con carga negativa que giran alrededor de este núcleo, como si fueran planetas de un pequeño sistema solar unidos por fuerzas eléctricas, en vez de por la fuerza de gravedad.

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

• El modelo atómico de Rutherford puede resumirse 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.

   

Modelo atómico de BOHR

Después de los descubrimientos de Rutherford, los científicos pensaron en el átomo como un sistema solar microscópico, con los electrones girando en órbita alrededor del núcleo, Bohr al principio supuso que los electrones se movían en órbitas circulares, pero la física clásica decía que una partícula con carga eléctrica debía perder energía, lo que llevaría en un momento hacer al electrón caer hacia el núcleo, entonces Bohr dijo que las leyes conocidas de la física eran inadecuadas para describir algunos procesos de los átomos.   El físico Danés Niels Bohr, premio Nobel de Física en 1922, introdujo en 1913 los tres postulados siguientes:

Primer Postulado: El producto del impulso o cantidad de movimiento (mv) del electrón por la longitud de la órbita que describe es un múltiplo del cuanto de energía (primer postulado).

Segundo Postulado: Mientras un electrón gira en una órbita fija no emite energía radiante.

Tercer Postulado: Un electrón puede saltar desde una órbita de energía a otra inferior de menor energía. En este salto el átomo emite una cantidad de energía radiante igual a la diferencia de energía de los estados inicial y final.

Aunque la teoría de Bohr fue de gran utilidad, tenía fallas, para empezar años después el electrón se identificó con un comportamiento de onda y en este modelo eso no se tomó en cuenta, además el modelo solo funcionaba para el hidrógeno, dejando fuera las relaciones electrón - electrón en átomos de muchos electrones.

      

                

Modelo atómico de SCHRODINGER

El modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.

El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.

Características del modelo: El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas cuasipuntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de movimiento no pueden conocerse simultáneamente, por el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no están determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y su distribución de probabilidad.

          

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

ÁTOMO Y MOLÉCULA 

Átomo:

El átomo es la menor fracción en que puede dividirse un elemento simple sin que pierda sus propiedades químicas y pudiendo ser objeto de una reacción química. Está formado por un conjunto de nucleones (protones y neutrones), situados en el núcleo, que concentra la casi totalidad de la masa atómica y a cuyo alrededor gira, en distintos orbitales, un número de electrones igual al de protones.

El concepto de átomo como partícula indivisible se encuentra ya en la Grecia presocrática, en las concepciones de Leucipo y Demócrito acerca del mundo material, quienes anticiparon además los principios de cuantificación y conservación de la materia. En 1803, Dalton emitió su hipótesis atómica: los elementos están formados por átomos, y los compuestos por grupos de éstos (moléculas). Los experimentos de Thomson (1897) con rayos catódicos y la identificación de éstos con los corpúsculos llamados electrones, constituyentes de la electricidad, indicaron la posibilidad de que el átomo fuera divisible en componentes (partículas) más elementales. Los trabajos de Rutherford (1911) bombardeando láminas metálicas con partículas alfa llevaron a distinguir en el átomo un núcleo pequeño (diámetro del orden de 10-12 cm) y pesado y una nube electrónica dispuesta en capas concéntricas que abarcaban un diámetro de 10-8 cm.

Molécula:

Partícula formada por una agrupación ordenada y definida de átomos, que constituye la menor porción de un compuesto químico que puede existir en libertad.

Las moléculas sólo se hallan perfectamente individualizadas en los gases en estado de movimiento rectilíneo desordenado, en cuyo caso su interacción se limita a choques muy breves. En los líquidos, si bien las moléculas se desplazan libremente, existe un mayor contacto intermolecular. En los sólidos, las moléculas ocupan por lo general posiciones fijas en los nudos de redes cristalinas. Los agregados atómicos moleculares pueden ser polares o no polares. En el primer caso, las moléculas forman pequeños dipolos y es la atracción que se manifiesta entre éstos lo que causa la unión intermolecular. En las moléculas no polares, la unión es debida únicamente a las fuerzas de Van der Waals, que, por ser más débiles, corresponden a compuestos de bajo punto de fusión.

PROTONES (carga +)

Fue descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo (xx) 

Se encuentra en el núcleo tiene carga eléctrica positiva.

ELECTRONES (carga-)

fue descubierto por Joseph Thomson en 1897. es una partícula subatómica . Tiene carga eléctrica negativa.

Se mueben constantemente alrededor del nucleo siguiendo una órbita. 

NEUTRONES

No tiene carga electrica ya que son neutros (igual cantidad de electrones y protones) por lo que tiene su carga 0 

fueron descubiertos en 1930 por dos físicos Aleman Walter Bothe y Herbert Becker.

IÓN

Un ion o ión ("yendo", en griego; ἰών [ion] es el participio presente del verbo ienai: ‘ir’) es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo omolécula que no es eléctricamente neutral. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.

Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo).

Anión y Catión significan:

·         Anión ("el que va hacia arriba") tiene carga eléctrica negativa.

·         Catión ("el que va hacia abajo") tiene carga eléctrica positiva.

Ánodo y cátodo utilizan el sufijo '-odo', del griego odos (-οδος), que significa camino o vía.

·         Ánodo: ("camino ascendente de la corriente eléctrica") polo positivo".

·         Cátodo: ("camino descendente de la corriente eléctrica") polo negativo".

CATIÓN

Un catión es un ión (o sea átomo o molécula) con carga eléctrica positiva, es decir, que ha perdido electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidaciónpositivo. En términos químicos, es cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones de su dotación original, éste fenómeno se conoce como ionización.

Ión o ion: En química, se define al ión, del griego ión (ἰών), participio presente de ienai "ir", de ahí "el que va", como una especie química, ya sea un átomo o una molécula, cargada eléctricamente.

Las sales típicamente están formadas por cationes y aniones (aunque el enlace nunca es puramente iónico, siempre hay una contribución covalente).

También los cationes están presentes en el organismo en elementos tales como el sodio (Na) y el potasio (K) en forma de sales ionizadas.

Ejemplo: El catión K⁺ es un K que perdió un electrón para quedar isoelectrónico con el argón. El Mg²⁺ es un Mg que perdió 2 electrones para quedar isoelectrónico con el neón

Cationes frecuentes
Nombre IUPAC	Símbolo	Nombre tradicional
Cationes simples
Catión aluminio	Al3+	Catión aluminio
Catión bario	Ba2+	Catión bario
Catión berilio	Be2+	Catión berilio
Catión cesio	Cs+	Catión cesio
Catión calcio	Ca2+	Catión calcio
Catión cromo (II)	Cr2+	Catión hipocromoso
Catión cromo (III)	Cr3+	Catión crómoso
Catión cromo (VI)	Cr6+	Catión crómico
Catión cobalto (II)	Co2+	Catión cobaltoso
Catióncobalto (III)	Co3+	Catión cobáltico
Catión cobre (I)	Cu+	Catión cuproso
Catión cobre (II)	Cu2+	Catión cúprico
Catión galio	Ga3+	Catión galio
Catión helio	He2+	(partícula α)
Catión hidrógeno	H+	Catión hidrógeno (Protón)
Catión hierro (II)	Fe2+	Catión ferroso
Catión hierro (III)	Fe3+	Catión férrico
Catión plomo (II)	Pb2+	Catión plumboso
Catión plomo (IV)	Pb4+	Catión plúmbico
Catión litio	Li+	Catión litio
Catión magnesio	Mg2+	Catión magnesio
Catión manganeso (II)	Mn2+	Catión hipomanganoso
Catión manganeso (III)	Mn3+	Catión manganoso
Catión manganeso (IV)	Mn4+	Catión mangánico
Catión manganeso (VII)	Mn7+	Catión permangánico
Catión mercurio (II)	Hg2+	Catión mercúrico
Catión níquel (II)	Ni2+	Catión niqueloso
Catión níquel (III)	Ni3+	Catión niquélico
Catión potasio	K+	Catión potasio
Catión plata	Ag+	Catión argéntico
Catión sodio	Na+	Catión sodio
Catión estroncio	Sr2+	Catión estroncio
Catión estaño (II)	Sn2+	Catión estannoso
Catión estaño (IV)	Sn4+	Catión estánnico
Catión zinc	Zn2+	Catión zinc
Cationes poliatómicos
Catión amonio	NH4+
Catión hidronio	H3O+
Catión nitronio	NO2+
Catión mercurio (I)	Hg22+	Catión mercurioso

ANIÓN

Un anión es un ion (o ión) con carga eléctrica negativa, es decir, que ha ganado electrones. Los aniones monoatómicos se describen con un estado de oxidaciónnegativo. Los aniones poliatómicos se describen como un conjunto de átomos unidos con una carga eléctrica global negativa, variando sus estados de oxidación individuales.

TIPOS

Hay dos tipos de aniones: monoatómicos y poliatómicos.

Aniones monoatómicos

Suelen corresponder a no metales que han ganado electrones para completar su capa de valencia.

Nomenclatura tradicional

Se nombran con la palabra ion o anión, seguida del nombre del no metal terminado en el sufijo uro. Ejemplo:

Anión	Nombre
Cl-	Anión cloruro
H-	Anión hidruro
S2-	Anión sulfuro
NH2-	Anión amiduro
CN-	Anión cianuro

Nomenclatura sistemática

Anión	Nombre
Cl-	Anión cloruro
H-	Anión hidruro
S2-	Anión sulfuro

Aniones poliatómicos

Se pueden considerar como procedentes de una molécula que ha ganado electrones, o de un ácido que ha perdido protones.

Nomenclatura tradicional

Se nombran con la palabra ion o anión, seguida del nombre del no metal terminado en -ito si actúa con la valencia menor o en -ato si actúa con la valencia mayor. Ejemplo:

Sustancia	Nombre
H2SO3	Ácido sulfuroso
SO32-	Anión sulfito
H2SO4	Ácido sulfúrico
SO42-	Anión sulfato

Nomenclatura sistemática

Se nombran como los ácidos pero anteponiendo la palabra ion o anión, y quitando "de hidrógeno". Ejemplo:

Sustancia	Nombre
H2SO3	Trioxosulfato (IV) de hidrógeno
SO32-	Anión trioxosulfato (IV)
H2SO4	Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
SO42-	Anión tetraoxosulfato (VI)
HNO2	Dioxonitrato (III) de hidrógeno
NO2-	Anión dioxonitrato (III)
HClO4	Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno
ClO4-	Anión tetraoxoclorato (VII)

Aniones ácidos

Proceden de un ácido poliprótico que ha perdido parte de sus átomos de hidrógeno como protones.

Nomenclatura tradicional

Se nombran como el ion correspondiente pero añadiendo la palabra ácido y usando prefijos multiplicativos cuando haya más de uno.

Sustancia	Nombre
H3PO4	Ácido fosfórico
H2PO4-	Anión fosfato diácido
HPO42-	Anión fosfato monoácido
PO43-	Anión fosfato
H2SO3	Ácido sulfuroso
HSO3-	Anión sulfito ácido
SO32-	Anión sulfito

JPara los ácidos dipróticos (con dos hidrógenos en su fórmula) se mantiene aún en el comercio y la industria un sistema de nomenclatura antiguo pero no recomendado. Consiste en nombrar el anión con el prefijo bi-.

Sustancia	Nombre
H2CO3	Ácido carbónico
HCO3-	Anión bicarbonato
CO32-	Anión carbonato
H2SO3	Ácido sulfuroso
HSO3-	Anión bisulfito
SO32-	Anión sulfito
H2SO4	Ácido sulfúrico
HSO4-	Anión bisulfato
SO42-	Anión sulfato

Nomenclatura sistemática

Se nombran como el ion correspondiente pero anteponiendo el prefijo hidrógeno- con el prefijo multiplicativo correspondiente.

Sustancia	Nombre
H3PO4	Trioxofosfato (V) de hidrógeno
H2PO4-	Anión dihidrogenotetraoxofosfato (V)
HPO42-	Anión monohidrogenotetraoxofosfato (V)
PO43-	Anión tetraoxofosfato (V)
H2SO3	Trioxosulfato (IV) de hidrógeno
HSO3-	Anión hidrogenotrioxosulfato (IV)
SO32-	Anión trioxosulfáto (IV)

Para un mejor entendimiento realizamos un esquema de clasificación puesto que no es una clasificación rígida.

NÚMERO ATÓMICO Y MASA ATÓMICA DE LOS ELEMENTOS

En química, el número másico' o número de masa es la suma del número de protones y el número de neutrones. Se simboliza con la letra A. (El uso de esta letra proviene del alemán Atomgewicht, que quiere decir peso molecular, aunque sean conceptos distintos que no deben confundirse. Por este motivo resultaría más correcto que la letra A representara Atomkern, es decir, núcleo atómico para evitar posibles confusiones.) Suele ser mayor que el número atómico, dado que los neutrones del núcleo proporcionan a éste la cohesión necesaria para superar la repulsión entre los protones.

Número másico (A) = número atómico (Z) + número de neutrones

A = Z + N

AQUI TENEMOS LOS ATOMOS DE LOS SIGUIENTES ELEMENTOS

          

IÓN +  Positivo

Mayor cantidad de protones en relación a los electrones

IÓN -  Negativo

Mayor cantidad de electrones en relación a los protones

Atomo Neutros

Igual cantidad de protones y electrones

(clic aqui para aprender a formar un átomo)

  MOLECULA 

En química, se llama molécula a un conjunto de al menos dos átomos enlazados covalentes que forman un sistema estable y eléctricamente neutro.

Casi toda la química orgánica y buena parte de la química inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química física y, especialmente, la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad de las moléculas. La bioquímica está íntimamente relacionada con la biología molecular, ya que ambas estudian a los seres vivos a nivel molecular. El estudio de las interacciones específicas entre moléculas, incluyendo el reconocimiento molecular es el campo de estudio de la química supramolecular. Estas fuerzas explican las propiedades físicas como la solubilidad o el punto de ebullición de un compuesto molecular. Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en gases enrarecidos y en los gases nobles. Así, pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de las moléculas de H₂O en el hielo o con interacciones intensas pero que cambian rápidamente de direccionalidad, como en el agua líquida. En orden creciente de intensidad, las fuerzas intermoleculares más relevantes son: las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno. La dinámica molecular es un método de simulación por computadora que utiliza estas fuerzas para tratar de explicar las propiedades de las moléculas.