Poco después del descubrimiento de las partículas subatómicas de un átomo , los científicos estaban ansiosos por descubrir la distribución de estas partículas dentro del átomo. Se propusieron varios modelos atómicos para explicar la estructura del átomo. Sin embargo, muchos de ellos no pudieron explicar la estabilidad del átomo. Aprendamos sobre dos de estos modelos atómicos que han llevado a nuestro concepto actual del átomo.
Videos sugeridos
Modelo atómico de Thomson
En 1898, J. J. Thomson propuso el primero de muchos modelos atómicos por venir. Propuso que un átomo tiene forma de esfera con un radio de aproximadamente 10 -10 m, donde la carga positiva se distribuye uniformemente. Los electrones están incrustados en esta esfera para dar la disposición electrostática más estable.
Modelo atómico de Thomsons [Fuente: Wikimedia Commons]
¿La figura de arriba no te recuerda una sandía cortada con semillas adentro? O bien, también puede considerarlo como un pudín con los electrones como la ciruela o las pasas en el pudín. Por lo tanto, este modelo también se conoce como el modelo de sandía , el modelo de pudín de ciruela o el modelo de pudín de pasas .
Un aspecto importante de este modelo es que supone que la masa del átomo se distribuye uniformemente sobre el átomo. El modelo atómico de Thomson tuvo éxito al explicar la neutralidad general del átomo. Sin embargo, sus proposiciones no fueron consistentes con los resultados de experimentos posteriores. En 1906, J. J. Thomson recibió el Premio Nobel de física por sus teorías y experimentos sobre la conducción de electricidad por gases.
Modelo atómico de Rutherford
El segundo de los modelos atómicos fue la contribución de Ernest Rutherford. Para idear su modelo, Rutherford y sus alumnos, Hans Geiger y Ernest Marsden, realizaron un experimento en el que bombardearon una lámina de oro muy delgada con partículas α. Comprendamos este experimento.
Experimento de dispersión de partículas α
Experimento
En este experimento, las partículas α de alta energía de una fuente radiactiva se dirigieron a una lámina delgada de oro (aproximadamente 100 nm de espesor). Una pantalla circular fluorescente de sulfuro de zinc estaba presente alrededor de la delgada lámina de oro. Se producía un pequeño destello de luz en un punto de la pantalla cada vez que las partículas α lo golpeaban.
Experimento de dispersión de partículas alfa de Rutherford [Fuente: Wikimedia Commons]
Resultados
Según el modelo de Thomson, la masa de cada átomo en la lámina de oro debe distribuirse uniformemente sobre todo el átomo. Por lo tanto, cuando las partículas α golpean la lámina, se espera que disminuyan la velocidad y cambien de dirección solo por pequeños ángulos a medida que pasan a través de la lámina. Sin embargo, los resultados del experimento de Rutherford fueron inesperados –
- La mayoría de las partículas α pasaron sin desviar a través de la lámina.
- Un pequeño número de partículas α fueron desviadas por pequeños ángulos .
- Muy pocas partículas α (aproximadamente 1 en 20,000) se recuperaron.
Modelo de Thomson versus modelo de Rutherford [Fuente: Wikimedia Commons]
Conclusiones del experimento de dispersión α
En base a los resultados anteriores, Rutherford llegó a las siguientes conclusiones sobre la estructura del átomo:
- Dado que la mayoría de las partículas α pasaron a través de la lámina sin desviarse, la mayor parte del espacio en el átomo está vacío.
- La desviación de unas pocas partículas α cargadas positivamente se debe a la enorme fuerza repulsiva . Esto sugiere que la carga positiva no se distribuye uniformemente por todo el átomo como Thomson había propuesto. La carga positiva debe concentrarse en un volumen muy pequeño para desviar las partículas α cargadas positivamente.
- Los cálculos de Rutherford muestran que el volumen del núcleo es muy pequeño en comparación con el volumen total del átomo y el radio de un átomo es de aproximadamente 10 -10 m, mientras que el del núcleo es 10 [ 19459013] -15 m.
Modelo nuclear del átomo
Basado en sus observaciones y conclusiones, Rutherford propuso su modelo de la estructura del átomo. De acuerdo con este modelo –
- La mayor parte de la masa del átomo y la carga positiva se concentra densamente en una región muy pequeña en el átomo. Rutherford llamó a esta región el núcleo .
- Los electrones rodean el núcleo y se mueven alrededor de él a velocidades muy altas en caminos circulares llamados órbitas . Esta disposición también se asemeja al sistema solar, donde el núcleo forma el sol y los electrones son los planetas giratorios. Por lo tanto, también se conoce como el Modelo Planetario .
- Las fuerzas electrostáticas de atracción mantienen unidos el núcleo y los electrones.
Inconvenientes del modelo atómico de Rutherford
- Según el modelo atómico de Rutherford, los electrones (planetas) se mueven alrededor del núcleo (sol) en órbitas bien definidas. Dado que un cuerpo que se mueve en una órbita debe experimentar aceleración, los electrones, en este caso, deben estar bajo aceleración . Según la teoría electromagnética de Maxwell, las partículas cargadas cuando se aceleran deben emitir radiación electromagnética. Por lo tanto, un electrón en una órbita emitirá radiación y, finalmente, la órbita se reducirá. Si esto es cierto, entonces el electrón irá en espiral hacia el núcleo. Pero esto no sucede. Por lo tanto, el modelo de Rutherford no explica la estabilidad del átomo.
- Por el contrario, consideremos que los electrones no se mueven y son estacionarios. Luego, la atracción electrostática entre los electrones y el núcleo denso atraerá a los electrones hacia el núcleo para formar una versión en miniatura del modelo de Thomson.
- El modelo de Rutherford tampoco establece nada sobre la distribución de los electrones alrededor del núcleo y las energías de estos electrones.
Por lo tanto, los modelos atómicos de Thomson y Rutherford revelaron aspectos clave de la estructura del átomo, pero no abordaron algunos puntos críticos. Ahora que conocemos los dos modelos atómicos, intentemos comprender algunos conceptos.
Número atómico y número de masa
Como sabemos ahora, una carga positiva en el núcleo se debe a los protones. Además, la carga en el protón es igual pero opuesta a la del electrón. Número atómico (Z) es el número de protones presentes en el núcleo. Por ejemplo, el número de protones en sodio es 11 mientras que es 1 en hidrógeno. Por lo tanto, los números atómicos de sodio e hidrógeno son 11 y 1, respectivamente.
Además, para mantener la neutralidad eléctrica, el número de electrones en un átomo es igual al número de protones (número atómico, Z). Por lo tanto, el número de electrones en sodio e hidrógeno es 11 y 1, respectivamente.
Número atómico = el número de protones en el núcleo de un átomo
= el número de electrones en un átomo neutro
La carga positiva en el núcleo se debe a los protones, pero la masa del átomo se debe a los protones y los neutrones. Se conocen colectivamente como nucleones . El número de masa (A) del átomo es el número total de nucleones.
Número de masa (A) = el número de protones (Z) + el número de neutrones (n)
Por lo tanto, la composición de un átomo se representa usando el símbolo del elemento (X) con el número de masa (A) como super-script a la izquierda y el número atómico (Z) como sub-script en la izquierda – A Z X.
Obtenga más información sobre el número atómico aquí aquí .
Isótopos e isótopos
Las isobaras son átomos con el mismo número de masa pero un número atómico diferente. Por ejemplo, 14 6 C y 14 7 N.
Aprenda sobre Isobars aquí con más detalle aquí .
Los isótopos , por otro lado, son átomos con el mismo número atómico pero un número de masa diferente. Esto significa que la diferencia en los isótopos se debe a la presencia de un número diferente de neutrones en el núcleo. Comprendamos esto usando hidrógeno como ejemplo –
- El 99.985% de los átomos de hidrógeno contienen solo un protón. Este isótopo es protium ( 1 1 H) .
- El isótopo que contiene un protón y un neutrón es deuterio ( 2 1 D) .
- El isótopo con un protón y dos neutrones es tritio ( 3 1 T) . Este isótopo existe en pequeñas cantidades en la tierra.
Otros isótopos comunes son: átomos de carbono con 6 protones y 6, 7 u 8 neutrones ( 12 6 C, 13 [19459014 ] 6 C, 14 6 C) y átomos de cloro con 17 protones y 18 o 20 neutrones ( 35 17 [ 19459040] Cl, 37 17 Cl).
Nota : Las propiedades químicas de los átomos están bajo la influencia del número de electrones, que dependen del número de protones en el núcleo. El número de neutrones tiene un efecto muy pequeño sobre las propiedades químicas de un elemento. Por lo tanto, todos los isótopos de un elemento muestran el mismo comportamiento químico.
Conozca los isótopos aquí con más detalle aquí .
Ejemplos resueltos para ti
Pregunta 1: Hacer coincidir las columnas:
| 1. Número de masa | a. Modelo nuclear del átomo |
| 2. J.J. Thomson | b. Número de protones |
| 3. Rutherford | c. Número de nucleones |
| 4. Número atómico | d. Modelo de pudín de ciruela |
Solución: 1 → c, 2 → d, 3 → a, 4 → b.
Pregunta 2: Calcule la cantidad de protones, neutrones y electrones en 56 26 Fe.
Solución: En 56 26 Fe, número atómico (Z) = 26, número de masa (A) = 56.
Número de protones = número de electrones = Z = 26.
Número de neutrones = A – Z = 56 – 26 = 30.