[Ciencias de Joseleg] [Química] [La materia] [El
átomo físico clásico] [Ejercicios
resueltos] [Introducción] [La
electricidad y el átomo] [La
constante de Faraday y la electrolisis] [Experimentos
con tubos de rayos catódicos] [Modelo
atómico de Thomson] [Otros
modelos atómicos clásicos] [Modelo
atómico de Rutherford] [Introducción
al núcleo atómico] [Estequiometría
de isótopos] [Referencias]
El núcleo fue descubierto en 1911, como resultado de los
esfuerzos de Ernest Rutherford para probar el "modelo de pudín de
ciruela" de Thomson del átomo. El electrón ya había sido descubierto por
J.J. Thomson mismo. Sabiendo que los átomos son eléctricamente neutros, Thomson
postuló que también debe haber una carga positiva. En su modelo de pudín de
ciruela, Thomson sugirió que un átomo consistía en electrones negativos
dispersados aleatoriamente dentro de una esfera de carga positiva. Más tarde,
Ernest Rutherford ideó un experimento con su compañero de investigación Hans
Geiger y con la ayuda de Ernest Marsden, que involucró la desviación de
partículas alfa (núcleos de helio) dirigidas a una delgada lámina de lámina de
metal. Él razonó que, si el modelo de Thomson fuera correcto, las partículas
alfa cargadas positivamente pasarían fácilmente a través de la lámina con muy
poca desviación en sus trayectorias, ya que la lámina debería actuar como
eléctricamente neutral si las cargas negativas y positivas están tan
íntimamente mezcladas como para hacerlo parece neutral.
Para su sorpresa, muchas de las partículas fueron desviadas
en ángulos muy grandes. Debido a que la masa de una partícula alfa es
aproximadamente 8000 veces mayor que la de un electrón, se hizo evidente que
una fuerza muy fuerte debe estar presente si pudiera desviar las partículas
alfa masivas y de rápido movimiento. Se dio cuenta de que el modelo de pudín de
ciruela no podía ser preciso y que las desviaciones de las partículas alfa solo
podían explicarse si las cargas positivas y negativas se separaban entre sí y
que la masa del átomo era un punto concentrado de carga positiva. Esto
justificó la idea de un átomo nuclear con un centro denso de carga positiva y
masa
Bien, eso lo vimos en el capítulo anterior, el problema es
que el núcleo estaba modelado como una partícula sin estructura interna, ¿Cómo
se pasó de eso al modelo de neutrones y protones?
La relación carga masa del núcleo
Dmitri Mendeleev afirmó que organizó sus primeras tablas
periódicas (publicadas por primera vez el 6 de marzo de 1869) en orden de peso
atómico ("Atomgewicht"). Sin embargo, en consideración de las
propiedades químicas observadas de los elementos, cambió ligeramente el orden y
colocó el teluro (peso atómico 127,6) por delante del yodo (peso atómico 126,9)
(Emsley, 1987; Sanderson, 1964). Esta ubicación es consistente
con la práctica moderna de ordenar los elementos por número de protón, Z, pero
ese número no se conocía ni se sospechaba en ese momento.
Sin embargo, una numeración simple basada en la posición de
la tabla periódica nunca fue del todo satisfactoria. Además del caso del yodo y
el telurio, más tarde se supo que varios otros pares de elementos (como el
argón y el potasio, el cobalto y el níquel) tenían pesos atómicos casi
idénticos o invertidos, por lo que su ubicación en la tabla periódica se
determinaría por sus propiedades químicas. Sin embargo, la identificación
gradual de elementos lantánidos químicamente más y más similares, cuyo número
atómico no era obvio, condujo a una inconsistencia e incertidumbre en la
numeración periódica de elementos al menos desde el lutecio (elemento 71) en
adelante (el hafnio no se conocía en este momento).
En 1911, Ernest Rutherford dio un modelo del átomo en el que
un núcleo central contenía la mayor parte de la masa del átomo y una carga
positiva que, en unidades de carga del electrón, debía ser aproximadamente
igual a la mitad del peso atómico del átomo, expresado en Números de átomos de
hidrógeno. Por lo tanto, esta carga central sería aproximadamente la mitad del
peso atómico (aunque era casi un 25% diferente del número atómico de oro (Z =
79, A = 197), el único elemento del que Rutherford hizo su suposición). Sin
embargo, a pesar de la estimación de Rutherford de que el oro tenía una carga
central de aproximadamente 100 (pero era el elemento Z = 79 en la tabla periódica),
un mes después de que apareciera el artículo de Rutherford, Antonius van den
Broek sugirió formalmente que la carga central y el número de los electrones en un
átomo eran exactamente iguales a su lugar en la tabla periódica (también conocido como número de elemento, número
atómico y Z simbolizado) (Marinsek, n.d.).
La posición experimental mejoró dramáticamente después de la
investigación de Henry Moseley en 1913. Moseley, después de las discusiones con
Bohr que estaba en el mismo laboratorio (y que había utilizado la hipótesis de
Van den Broek en su modelo del átomo de Bohr), decidió probar directamente la
hipótesis de Van den Broek y Bohr, al ver si las líneas espectrales emitidas
por los átomos excitados, se ajustaba a la postulación de la teoría de Bohr de
que la frecuencia de las líneas espectrales era proporcional al cuadrado de Z.
Figura 8‑1. Henry Gwyn Jeffreys
Moseley (23 de noviembre de 1887-10 de agosto de 1915) fue un físico y químico
inglés. Su principal contribución a la ciencia fue la justificación
cuantitativa del concepto de número atómico mediante la Ley de Moseley. En
química avanzada proporcionó un apoyo fundamental al modelo atómico de Bohr
definido con detalle por Rutherford y Antonius van den Broek, mencionando que
los núcleos atómicos contienen cargas positivas iguales a su número atómico.
Por indicación de este último estudió los espectros de rayos X de cincuenta
elementos y en 1913 descubrió su ley de los números atómicos, según la cual la
raíz cuadrada de la frecuencia de los rayos X producidos cuando un elemento se
bombardea con rayos catódicos es proporcional al número atómico del elemento y
por ende su cantidad de cargas positivas.
Para hacer esto, Moseley midió las longitudes de onda de las
transiciones de fotones más internas (líneas K y L) producidas por los
elementos de aluminio (Z = 13) a oro (Z = 79). Esto llevó a la conclusión (ley
de Moseley) de que el número atómico se corresponde estrechamente (con un
desplazamiento de una unidad para las líneas K, en el trabajo de Moseley) con
la carga eléctrica calculada del núcleo, es decir, el elemento número Z. Entre
otras cosas, Moseley demostró que la serie de lantánidos (desde el lantano
hasta el lutecio inclusive) debe tener 15 miembros, no menos ni más, lo que
estaba lejos de ser obvio con la química conocida en ese momento.
Después de la muerte de Moseley en 1915, su método examinó
los números atómicos de todos los elementos conocidos, desde hidrógeno hasta
uranio (Z = 92). Hubo siete elementos (con Z <92) que no se encontraron y,
por lo tanto, se identificaron como aún no descubiertos, correspondientes a los
números atómicos 43, 61, 72, 75, 85, 87 y 91. De 1918 a 1947, se descubrieron
los siete elementos faltantes. En este momento, también se habían descubierto
los primeros cuatro elementos de transuranicos, de modo que la tabla periódica
se completaba sin huecos hasta el curio (Z = 96) por primera vez desde que
fuera propuesta por Mendeleev.
En 1915, no se entendía la razón por la cual la carga
nuclear se cuantizaba en unidades de Z (valores enteros simples sin decimales),
que ahora se reconocía como el número del elemento. Una vieja idea llamada
hipótesis de Prout había postulado que todos los elementos estaban hechos de
residuos (o "protilos") del elemento más ligero hidrógeno, que en el
modelo de Bohr-Rutherford tenía un solo electrón y una carga nuclear de uno.
Sin embargo, ya en 1907, Rutherford y Thomas Royds habían demostrado que las
partículas alfa, que tenían una carga de +2, eran los núcleos de los átomos de
helio, que tenían una masa cuatro veces mayor que la del hidrógeno, no dos
veces. Si la hipótesis de Prout era cierta, algo tenía que estar neutralizando
parte de la carga de los núcleos de hidrógeno presentes en los núcleos de los
átomos más pesados (aunque lo que en verdad pasaba era lo opuesto, la masa
aumentaba sin que lo hiciera la carga).
El descubrimiento del protón y el modelo de electrones
nucleares
En 1917, Rutherford logró generar núcleos de hidrógeno a
partir de una reacción nuclear entre partículas alfa y gas nitrógeno, y creyó
que había demostrado la ley de Prout. En honor a Prout denominó a estas
partículas proutons
“protones” en 1920. El trabajo de Moseley había evidenciado de inmediato que
los núcleos de los átomos pesados tienen más del doble de la masa que se
esperaría de que estuvieran formados por núcleos de hidrógeno, por lo que se
requería una hipótesis para la masa desprovista de carga adicional.
Inicialmente se los imaginó como protones sin carga o neutralizados de alguna
forma. Se suponía que un núcleo de helio estaba compuesto por cuatro protones
más dos "electrones nucleares" (electrones unidos dentro del núcleo)
para cancelar dos de las cargas. En el otro extremo de la tabla periódica, se
pensaba que un núcleo de oro con una masa 197 veces mayor que la del hidrógeno
contenía 118 electrones nucleares para balancear la carga del elemento.
Números relativos
La relación masa carga del electrón y del protón posee un
valor muy pequeño que es difícil de manejar, además, los elementos en la tabla
periódica manifiestan cargas que son múltiplos de la carga elemental del protón
y el electrón. Lo mismo ha ido realizándose con los pesos atómicos, por lo que
en química en lugar de trabajar con masas m
y cargad Q, trabajamos con masas
relativas Ar y cargas relativas z. Normalmente el número relativo se
obtiene dividiendo un valor arbitrario de una muestra entre un valor de
ponderación, que para la masa es representado por el doceavo de la masa del
isótopo-12 del carbono y para la carga es la constante de carga elemental. De
esta forma la carga relativa z del electrón es -1 mientras que la del protón es
+1.
El número atómico Z y el número de carga z
El símbolo convencional Z posiblemente proviene de la
palabra alemana Atomzahl
(número atómico). Sin embargo, antes de 1915, la palabra Zahl (simplemente número) se
usaba para el número asignado de un elemento en la tabla periódica.
Cada elemento tiene un conjunto específico de propiedades
químicas como consecuencia del número de electrones presentes en el átomo
neutro, que es Z (el número atómico). El número atómico representa el
número de cargas positivas totales en el núcleo del átomo, es decir, el número
de protones p de un elemento J cualquiera.
✔ Ejemplo.
Como
determinar el número atómico y el número de protones de un elemento en la tabla
periódica.
Para el número de electrones deberemos considerar los
números de carga asociados a cada partícula, Los protones poseen un número de
carga de (+1) mientras que los electrones poseen un número de carga de (-1).
✔
DEMOSTRACION. Demostrar la relación entre protones y
neutrones para un átomo en estado fundamental o con estado ionico empleando la
ley de la conservación de la carga.
Normalmente los elementos se encuentran vinculados en
sustancias, pero para los ejercicios de lápiz y papel de esta sección solo
distinguiremos entre el estado fundamental y el estado ionizado.
Los valores del número de carga (z) mas comunes se
denominan estados de oxidación, sin embargo el lector deberá tener en cuenta
que los estados de oxidación solo representa las cargas relativas mas comunes,
mas no todas las cargas posibles.
Ejemplo. Determinar
el número de carga de los siguientes símbolos químicos, Na, Na+, Ca,
Ca2+, Fe3+, Cl-, O2-.
Ejemplo. Determinar el número de carga de los
siguientes símbolos químicos, Li, Ti2+,
Ti4+, Br-, S2-.
Miremos un ejemplo “y por el amor de todos los dioses, distinga mayúsculas de
minúsculas”.
Ejemplo. Calcule
el número de protones y electrones del cloro en estado fundamental y del ion
cloruro Cl-.
Ejemplo. Calcule
el número de protones y electrones del oxígeno fundamental y del ion óxido O2-.
Ejemplo.
Cuál
es el número de protones, electrones y neutrones del flúor-19
Ejemplo.
Cuál
es el número de protones electrones y neutrones del paladio-106
Ejemplo.
Cuál
es el número de protones, electrones y neutrones del cloro-35
Ejemplo. Cuál
es el número de protones, electrones y neutrones del sodio-23(+1)
Ejemplo. Cuál
es el número de protones, electrones y neutrones del cloro-36(-1)
Ejemplo.
Cuál
es el símbolo del carbono-12 el carbono-13 y el carbono-14
Ejemplo.
Cuál
es el símbolo del nitrógeno-13 el nitrógeno-14 y el nitrógeno-15
El modo en que los electrones se organizan no es azaroso,
pero eso no sería evidente sino hasta el desarrollo del modelo atómico de Bohr
y se denominaría configuración electrónica (que veremos en el siguiente
capítulo). Por el momento solo debemos entender que los electrones se organizan
en capas, siendo la mas externa y lejana del núcleo la que condiciona cómo
reacciona el átomo con otros átomos, por lo tanto, es el factor principal para
determinar su comportamiento de enlace químico. El número atómico determina las
propiedades químicas de un elemento pues condiciona cuantos electrones le
rodean; y es por esta razón que el número atómico
Z sirve para identificar la identidad de un átomo x como perteneciente a un
elemento J.
La búsqueda de nuevos elementos generalmente se describe
usando números atómicos. A partir de 2019, se han observado todos los elementos
con números atómicos del 1 al 118. La síntesis de nuevos elementos se logra
bombardeando átomos objetivo de elementos pesados con iones, de modo que la
suma de los números atómicos de los elementos objetivo e iónicos sea igual al
número atómico del elemento que se está creando. En general, la vida media se
acorta a medida que aumenta el número atómico, aunque puede existir una
"isla de estabilidad" para isótopos no descubiertos con cierto número
de protones y neutrones.
El descubrimiento del neutrón
La historia del descubrimiento del neutrón y sus propiedades
es fundamental para los desarrollos extraordinarios en física atómica que
ocurrieron en la primera mitad del siglo XX, que condujeron finalmente a la bomba atómica en 1945. En el modelo de Rutherford de 1911, el
átomo consistía en un pequeño núcleo masivo cargado positivamente rodeado por
una nube mucho más grande de electrones cargados negativamente Figura
7‑11.
En 1920, Rutherford sugirió que el núcleo
consistía en protones positivos y partículas con carga neutra, sugirió ser un
protón y un electrón unidos de alguna manera. Se suponía que los
electrones residían dentro del núcleo porque se sabía que la radiación beta
consistía en electrones emitidos por el núcleo (Rutherford, 1920). Rutherford llamó a estas partículas no cargadas
neutrones, por la raíz latina para neutralis (neutro) y el sufijo griego -on (un
sufijo utilizado en los nombres de partículas subatómicas, es decir, electrón y
protón). Sin embargo, las referencias a la palabra neutrón en relación con el
átomo se pueden encontrar en la literatura ya en 1899 (Feather, 1960).
A lo largo de la década de 1920, los físicos asumieron que
el núcleo atómico estaba compuesto de protones y "electrones
nucleares" (Brink, 2008; Van den Broek, 1914), pero había problemas obvios.
Fue difícil conciliar el modelo protón-electrón para núcleos con la relación de
incertidumbre de Heisenberg de la mecánica cuántica. La paradoja de Klein (Wergeland, 1983), descubierta por Oskar Klein en 1928, presentó
más objeciones mecánicas cuánticas a la noción de un electrón confinado dentro
de un núcleo.
En 1931, Walther Bothe y Herbert Becker descubrieron que, si
la radiación de partículas alfa del polonio caía sobre el berilio, el boro o el
litio, se producía una radiación inusualmente penetrante. La radiación no
estaba influenciada por un campo eléctrico, por lo que Bothe y Becker asumieron
que era radiación gamma. Al año siguiente, Irène Joliot-Curie y Frédéric
Joliot-Curie en París demostraron que si esta radiación "gamma" caía
sobre la parafina o cualquier otro compuesto que contenga hidrógeno, expulsa
protones de muy alta energía (Joliot-Curie & Joliot-Curie, 1932). Ni Rutherford ni James
Chadwick en el Laboratorio Cavendish en Cambridge estaban convencidos por la
interpretación de los rayos gamma. Chadwick realizó rápidamente una serie de
experimentos que mostraron que la nueva radiación consistía en partículas no
cargadas con aproximadamente la misma masa que el protón (Chadwick, 1932). Estas partículas eran neutrones verdaderos,
entidades de naturaleza propia diferentes de una pareja protón-electrón como se
había pensado hasta ahora. Chadwick ganó el Premio Nobel de Física de 1935 por
este descubrimiento.
Werner Heisenberg desarrolló rápidamente modelos para el
núcleo atómico formado por protones y neutrones. El modelo protón-neutrón
explicaba el enigma de los espines nucleares. Los orígenes de la radiación beta
fueron explicados por Enrico Fermi en 1934 por el proceso de desintegración
beta, en el cual el neutrón se desintegra a un protón creando un electrón y un
neutrino (aún no descubierto). En 1935, Chadwick y su estudiante de doctorado
Maurice Goldhaber informaron la primera medición precisa de la masa del
neutrón.
Figura 8‑2. Enrico Fermi (Roma,
29 de septiembre de 1901-Chicago, 28 de noviembre de 1954) fue un físico
Italiano naturalizado estadounidense conocido por el desarrollo del primer
reactor nuclear y sus contribuciones al desarrollo de la teoría cuántica, la
física nuclear y de partículas, y la mecánica estadística. En 1938 Fermi
recibió el Premio Nobel de Física por sus trabajos sobre radiactividad inducida
y es considerado uno de los científicos más destacados del siglo XX. Es
reconocido como un físico con grandes capacidades tanto en el plano teórico
como experimental. El elemento fermio, que fue producido en forma sintética en
1952, fue nombrado en su honor. La medicina moderna que usa isótopos
radioactivos para el diagnóstico y el tratamiento de enfermedades es deudora de
su trabajo.
Para 1934, Fermi había bombardeado elementos más pesados
con neutrones para inducir la radiactividad en elementos de alto número
atómico. En 1938, Fermi recibió el Premio Nobel de Física "por sus
demostraciones de la existencia de nuevos elementos radiactivos producidos por
la irradiación de neutrones, y por su descubrimiento relacionado de reacciones
nucleares provocadas por neutrones lentos". En 1938, Otto Hahn, Lise
Meitner y Fritz Strassmann descubrieron la fisión nuclear, o el fraccionamiento
de los núcleos de uranio en elementos ligeros, inducida por el bombardeo de
neutrones. En 1945, Hahn recibió el Premio Nobel de Química de 1944 "por
su descubrimiento de la fisión de núcleos atómicos pesados". El
descubrimiento de la fisión nuclear conduciría al desarrollo de la energía
nuclear y la bomba atómica por El fin de la Segunda Guerra Mundial.
El número de masa A
El número de masa hace referencia a una masa relativa,
normalmente la masa relativa del protón se redondea a 1 y la masa relativa del
neutrón también, sin embargo, la masa relativa del electrón es casi 1400 veces
mas pequeña que la de las otras dos partículas juntas.
✔ DEMOSTRACION. Exprese la ley de la conservación de la masa
para la masa relativa total de un elemento asumiendo que la masa relativa del
protón es de 1 igual que la del neutrón, mientras que la masa relativa del
electrón es de 0.0005.
Sin embargo, es imposible aislar una sola partícula para
pesarla. La estrategia que debían seguir los científicos era elegir un elemento
en cantidad de sustancia macroscópica, por ejemplo, un mol de oxígeno gaseoso,
y emplear el número de Avogadro para determinar la masa del núcleo completo, y
después dividir ese valor entre el número de protones y neutrones.
Dos escalas de masa atómica
En el siglo XX, hasta la década de 1960, los químicos y
físicos utilizaron dos escalas de masa atómica diferentes. Los químicos usaron
una escala de "unidad de masa atómica" (amu) de modo que
la mezcla natural de isótopos de oxígeno tenía una masa atómica 16, mientras
que los físicos asignaron el mismo número 16 a solo la masa atómica del isótopo
de oxígeno más común 16O, que contiene ocho protones y ocho
neutrones. Sin embargo, debido a que el oxígeno 17 y el oxígeno 18 también
están presentes en el oxígeno natural, esto condujo a dos tablas diferentes de
masa atómica. La escala unificada basada en el carbono 12, 12C, satisfizo la
necesidad de los físicos de basar la escala en un isótopo puro, mientras que
estaba numéricamente cerca de la escala de los químicos que requería que el
oxígeno fuera 16 exacto para la mayoría de las aplicaciones analíticas. Esta
fue adoptada como la 'unidad de masa atómica unificada'. La
recomendación principal actual del Sistema Internacional de Unidades (SI) para
el nombre de esta unidad es el dalton y el símbolo 'u' (Taylor, 2009).
El nombre 'unidad de masa atómica unificada' y el símbolo 'u' son nombres y
símbolos reconocidos para la misma unidad.
El término peso atómico se está eliminando lentamente y se
está reemplazando por una masa atómica relativa, en la mayoría de los usos
actuales. Este cambio en la nomenclatura se remonta a la década de 1960 y ha
sido fuente de mucho debate en la comunidad científica, que se desencadenó por
la adopción de la unidad de masa atómica unificada y la constatación de que el peso era de
alguna manera un término inapropiado. El argumento para mantener el
término "peso atómico" era principalmente que era un término bien
entendido para aquellos en el campo, que el término "masa atómica" ya
estaba en uso (como se define actualmente) y que el término "masa atómica
relativa" podría confundirse fácilmente con la masa isotópica relativa (la
masa de un solo átomo de un nucleido dado, expresada adimensionalmente en
relación con 1/12 de la masa de carbono-12).
En 1979, como compromiso, se introdujo el término "masa
atómica relativa" como sinónimo secundario de peso atómico. Veinte años
después se invirtió la primacía de estos sinónimos, y el término "masa
atómica relativa" es ahora el término preferido. Sin embargo, el término
"pesos atómicos estándar" (refiriéndose a los pesos atómicos de
expectativa estandarizados de diferentes muestras) no ha cambiado, porque el
simple reemplazo de "peso atómico" con "masa atómica relativa ArI"
habría dado como resultado el término " masa atómica relativa estándar
".
Los isótopos y su representación simbólica
Los isótopos son variantes de un elemento químico particular
que difieren en el número de neutrones y, en consecuencia, en el número de
nucleones. Todos los isótopos de un elemento dado tienen el mismo número de
protones pero diferentes números de neutrones en cada átomo.
Figura 8‑3. Isótopos del
hidrógeno. Representación del modelo del núcleo atómico constituido por
protones y neutrones. Un átomo pertenece a un elemento si conserva una cantidad
fija de protones (+) pero pueden existir átomos con diferente cantidad de
neutrones, lo cual genera diferencias en su masa. El comportamiento químico de
los isotopos es muy semejante. So0lo los isotopos del hidrógeno tienen nombres
propios, de izquierda a derecha, protio, deuterio y tritio.
El término isótopo se forma a partir de las raíces griegas isos
(ἴσος "igual") y topos (τόπος "lugar"), que significa
"el mismo lugar"; así, el significado detrás del nombre es que
diferentes isótopos de un solo elemento ocupan la misma posición en la tabla
periódica. Fue acuñado por una doctora y escritora escocesa Margaret Todd en
1913 en una sugerencia al químico Frederick Soddy.
El número de protones dentro del núcleo del átomo se llama
número atómico Z y es igual al número de electrones en el átomo neutro (no
ionizado). Cada número atómico identifica un elemento específico, pero no el
isótopo; un átomo de un elemento dado puede tener un amplio rango en su número
de neutrones. El número de nucleones (tanto protones como neutrones) en el
núcleo es el número de masa del átomo, y cada isótopo de un elemento dado tiene
un número de masa diferente.
Por ejemplo, el carbono 12, el carbono 13 y el carbono 14
son tres isótopos del elemento carbono con números de masa 12, 13 y 14,
respectivamente. El número atómico de carbono es 6, lo que significa que cada
átomo de carbono tiene 6 protones, por lo que los números de neutrones de estos
isótopos son 6, 7 y 8, respectivamente.
Es por esto que para la estandarización de la unidad de masa
atómica era necesario aislar una cantidad de sustancia estable de un isótopo
puro, el cual terminó siendo el carbono. A=12.
Figura 8‑4. Isótopos del carbono.
La distribución de los isotopos en la corteza terrestre no
es homogénea ya que algunos son más estables que otros. Las proporciones de
cada uno debe medirse experimentalmente y generalmente se expresa como una
proporción porcentual.
Debido a las diferencias de masa de los diferentes isotopos,
se ideo una forma de simbolizarlos:
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