Átomo

Átomo
Ilustración dun átomo de helio que mostra o núcleo atómico (en rosa) e a distribución da nube de electróns (en negro). O núcleo (arriba á dereita) do helio-4 é en realidade simétrico esféricamente e parécese moito á nube de electróns, pero en núcleos máis complicados este non é sempre o caso. A barra negra é a medida dun ángstrom (10−10 m ou 100 pm).
Clasificación
Porción máis pequena observable dun elemento químico
Propiedades
Masa: ≈ 1.66 × 1027 a 4.52 × 1025 kg Carga eléctrica: Cero (neutra) e unha carga iónica Intervalo de diámetro:: 62 pm (He) a 520 pm (Cs) Compoñentes: Electróns e un núcleo compacto de protóns e neutróns.

Un átomo é a unidade constituínte máis pequena da materia ordinaria que ten as propiedades dun elemento químico.^[1] Cada sólido, líquido, gas e plasma componse de átomos neutros ou ionizados. Os átomos son moi pequenos; os tamaños típicos son ao redor de 100 pm (dez mil millonésima parte dun metro).^[2] No entanto, os átomos non teñen límites ben definidos e hai diferentes formas de definir o seu tamaño que dan valores diferentes pero próximos.

Os átomos son o suficientemente pequenos para que a física clásica dea resultados notablemente incorrectos. A través do desenvolvemento da física, os modelos atómicos incorporaron principios cuánticos para explicar e predicir mellor o seu comportamento.

Cada átomo componse dun núcleo e un ou máis electróns unidos ao núcleo. O núcleo está composto dun ou máis protóns e tipicamente un número similar de neutróns (Excepto no caso do hidróxeno-1, que é o único nuclideo estable sen neutróns). Os protóns e os neutróns son chamados nucleóns. Máis do 99,94 % da masa do átomo está no núcleo. Os protóns teñen unha carga eléctrica positiva, os electróns teñen unha carga eléctrica negativa e os neutróns non teñen carga eléctrica. Se o número de protóns e electróns é igual, ese átomo é electricamente neutro. Se un átomo ten máis ou menos electróns que protóns, entón ten unha carga global negativa ou positiva, respectivamente, e denomínase ión.

Os electróns dun átomo son atraídos polos protóns nun núcleo atómico por esta forza electromagnética. Os protóns e os neutróns no núcleo son atraídos o un ao outro por unha forza diferente, a forza nuclear, que é xeralmente máis forte que a forza electromagnética que repele os protóns cargados positivamente entre si. Baixo certas circunstancias, a forza electromagnética repelente vólvese máis forte que a forza nuclear e os nucleóns poden ser expulsados do núcleo, deixando tras de si un elemento diferente: desintegración nuclear que resulta en transmutación nuclear.

O número de protóns no núcleo define a que elemento químico pertence o átomo: por exemplo, todos os átomos de cobre conteñen 29 protóns. O número de neutróns define o isótopo do elemento.^[3] O número de electróns inflúe nas propiedades magnéticas dun átomo. Os átomos poden unirse a outro ou outros átomos por enlaces químicos para formar compostos químicos tales como moléculas. A capacidade dos átomos de asociarse e disociarse é responsable da maior parte dos cambios físicos observados na natureza e é o tema da disciplina da química.

Non toda a materia do universo está composta de átomos. A materia escura constitúe máis do universo que a materia e non se compón de átomos, senón de partículas dun tipo a día de hoxe descoñecido.

O seu nome «átomo» provén do latín atomum, e este do grego ἄτομον 'non cortado, sen porcións, indivisible', xa que ata hai relativamente pouco (segunda metade do século XIX), críase que os átomos non se podían dividir; tamén, se deriva de a- ('non') e tómo- 'anaco cortado, porción, parte'.^[4] O concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compón a materia do universo foi postulado pola escola atomista na Antiga Grecia. Con todo, non foron considerados seriamente polos científicos ata o século XIX, cando foron introducidos para explicar certas leis químicas. Co desenvolvemento da física nuclear no século XX comprobouse que o átomo pode subdividirse en partículas máis pequenas.^[5][6]

Os átomos son obxectos moi pequenos con masas igualmente minúsculas: o seu diámetro e masa son da orde da billonésima parte dun metro e cuatrillonésima parte dun gramo. Só poden ser observados mediante instrumentos especiais tales como un microscopio de efecto túnel. Máis dun 99,94 % da masa do átomo está concentrada no seu núcleo, en xeral repartida de xeito aproximadamente equitativa entre protóns e neutróns. O núcleo dun átomo pode ser inestable e sufrir unha transmutación mediante desintegración radioactiva. Os electróns na nube do átomo están repartidos en distintos niveis de enerxía ou orbitais, e determinan as propiedades químicas do mesmo. As transicións entre os distintos niveis dan lugar á emisión ou absorción de radiación electromagnética en forma de fotóns, e son a base da espectroscopia.

Malia que átomo significa ‘indivisible’, en realidade está formado por varias partículas subatómicas. O átomo contén protóns, neutróns e electróns, coa excepción do hidróxeno-1, que non contén neutróns, e do catión hidróxeno ou hidrón, que non contén electróns. Os protóns e neutróns do átomo denomínanse nucleóns, por formar parte do núcleo atómico.

O electrón é a partícula máis lixeira de cantas compoñen o átomo, cunha masa de 9,11 · 10⁻³¹ kg. Ten unha carga eléctrica negativa, cuxa magnitude definese como a carga eléctrica elemental, e ignórase se posúe subestrutura, polo que considerase unha partícula elemental. Os protóns teñen unha masa de 1,67 · 10⁻²⁷ kg, 1836 veces a do electrón, e unha carga positiva oposta á deste. Os neutróns teñen un masa de 1,69 · 10⁻²⁷ kg, 1839 veces a do electrón, e non posúen carga eléctrica. As masas de ambos nucleóns son lixeiramente inferiores dentro do núcleo, debido á enerxía potencial do mesmo; e os seus tamaños son similares, cun radio da orde de 8 · 10⁻¹⁶ m o 0,8 femtómetros (fm).^[7]

O protón e o neutrón non son partículas elementais, senón que constitúen un estado ligado de quarks u e d, partículas fundamentais recolleitas no modelo estándar da física de partículas, con cargas eléctricas iguais a +2/3 e -1/3 respectivamente, respecto da carga elemental. Un protón contén dous quarks u e un quark d, mentres que o neutrón contén dous d e un u, en consonancia coa carga de ambos. Os quarks mantéñense unidos mediante a forza nuclear forte, mediada por gluóns —do mesmo xeito que a forza electromagnética está mediada por fotóns—. Ademais destas, existen outras partículas subatómicas no modelo estándar: máis tipos de quarks, leptóns cargados (similares ao electrón) etc.

Os protóns e neutróns dun átomo encóntranse ligados no núcleo atómico, a parte central do mesmo. O volume do núcleo é aproximadamente proporcional ao número total de nucleóns, o número másico A,^[8] moito menor co tamaño do átomo, cuxo raio é da orde de 10⁵ fm ou 1 ángstrom (Å). Os nucleóns mantéñense unidos mediante a forza nuclear, moito máis intensa a distancias curtas ca forza electromagnética, vencendo a repulsión eléctrica que esta última provoca entre os protóns.^[9]

Todos os átomos dun mesmo elemento teñen o mesmo número de protóns. Dito número denomínase número atómico do elemento e represéntase por Z. Porén, dous átomos dun mesmo elemento poder ter distinto número de neutróns, dise neste caso que tales átomos son isótopos do elemento correspondente. O número de protóns e de neutróns de forma conxunta determinan o núclido.

O núcleo atómico pode verse alterado por procesos moi enerxéticos, en comparación coas reaccións químicas. Os núcleos inestables sofren desintegracións que poden cambiar o seu número de protóns e neutróns emitindo radiación. Un núcleo pesado pode fisionarse noutros máis lixeiros nunha reacción nuclear ou espontaneamente. Mediante unha cantidade suficiente de enerxía, dous ou máis núcleos poden fusionarse noutro máis pesado.

En átomos con número atómico baixo, os núcleos cunha cantidade distinta de protóns e neutróns tenden a desintegrarse en núcleos con proporcións máis parellas, máis estables. Porén, para valores maiores do número atómico, a repulsión mutua dos protóns require unha proporción maior de neutróns para estabilizar o núcleo.^[10]

O concepto de átomo existe desde a Antiga Grecia proposto polos filósofos gregos Demócrito, Leucipo e Epicuro, con todo, non se xerou o concepto por medio da experimentación senón como unha necesidade filosófica que explicase a realidade, xa que, como propuñan estes pensadores, a materia non podía dividirse indefinidamente, polo que debía existir unha unidade ou bloque indivisible e indestrutible que ao combinarse de diferentes formas crease todos os corpos macroscópicos que nos rodean.^[11] Só nos séculos XVIII e XIX estableceuse a explicación física para esta idea, ao comprobarse que había un límite físico desde o que non era posible dividir determinadas substancias a través de métodos químicos. Este límite era moi semellante ao concepto filosófico de átomo descrito na antigüidade. A finais do século XIX e comezos do século XX, foron descubertos varios compoñentes subatómicos e estruturas dentro do átomo, demostrando así que o "átomo químico" podía en realidade ser dividido, aínda que o nome permanecese ata os nosos días.^[12][6]

As primeiras referencias ao concepto de átomo datan da antigüidade indiana no século VI a.C.^[13] As escolas Nyaya e Vaisheshika desenvolveron teorías complexas sobre como os átomos se combinaban entre si para formar obxectos máis complexos, primeiro en parellas e despois en tríos de pares.^[14][15] No occidente, as primeiras referencias aos átomos xorden un século máis tarde con Leucipo, cuxo pensamento foi sistematizado polo seu alumno Demócrito, que ao redor 450 a.C. acuñou o termo átomos . Aínda nos conceptos indio e grego os átomos baséanse exclusivamente na filosofía, a ciencia moderna adoptara séculos máis tarde o nome proposto por Demócrito.^[16]

Ata o desenvolvemento da química pouco ou ningún progreso ocorreu no concepto de átomo. Con todo, o concepto básico de átomo explicaba de forma precisa os novos descubrimentos que estaban a ocorrer no campo da química.^[16] En 1661, o filósofo naturalista Robert Boyle publicou The Sceptical Chymist , no que argumentaba que a materia era constituída por varias combinacións de "corpúsculos" ou átomos, en vez dos elementos clásicos: terra, aire, lume e auga. ^[17] A obra tamén ofrece a primeira definición de "elemento químico": un corpo simple e non mesturado que non se pode facer doutro corpo. Aínda que esta definición foi abandonada ao longo do século seguinte, o traballo de Boyle é hoxe considerado un marco da historia da química por separar a alquimia da química.^[18] É unha definición similar de elemento químico consta no Traité élémentaire de Chimie, escrito en 1789 polo nobre e investigador científico francés Antoine Lavoisier, tratado no que fixo o seu enunciado: «A materia non se crea nin se destrúe, simplemente transfórmase» e que ía dominar a química no século seguinte.^[19]

Ao longo do século XVIII, descubríronse varios elementos químicos, tales como o platino (1735)^[20] o níquel (1751),^[21] o magnesio (1755)^[22] e o osíxeno (1771).^[23][24] Con todo, aínda non se formulara unha teoría para explicar un vínculo inequívoco entre átomos e elementos químicos. Coa sistematización da lei das proporcións definidas por Joseph Louis Proust e a lei da conservación da masa por Antoine Lavoisier, foi consolidado o coñecemento que permitiu ao químico inglés John Dalton explicar en 1803, logo de medir a masa dos reactivos e produtos dunha reacción, concluíu que as substancias están compostas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes dun elemento a outro,^[25] o motivo polo cal os elementos reaccionan sempre nunha pequena razón de números enteiros e por que certos gases se disolveren mellor na auga do que outros. Dalton propuxo que cada elemento estaría formado por átomos dun só tipo e que grupos de átomos diferentes formarían os compostos químicos. Isto posibilitou o cálculo da masa atómica relativa dos átomos e a identificación dunha relación inequívoca entre un átomo e o seu elemento.^[26][27] Por ese feito, Dalton é considerado o pioneiro da teoría atómica moderna.^[28]

En 1817 Johann Wolfgang Döbereiner observou que os elementos podían ser agrupados en grupos de tres con propiedades semellantes, idea tamén desenvolvida por Leopold Gmelin que identificou grupos de catro ou cinco elementos con propiedades semellantes.^[29] A idea de organizar os elementos segundo as súas propiedades foi máis tarde desenvolvida por outros científicos como Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois, Julius Lothar Meyer e John Newlands, culminando coa publicación da táboa periódica de Dmitri Mendeleiev en 1871. A diferenza das táboas anteriores, a táboa proposta por Mendeleiev previa as propiedades de elementos que aínda non foran illados e dispuña de espazos baleiros na súa estrutura para o seu posterior enchido.^[30]

A teoría das partículas (e, polo tanto, a teoría atómica) foi validada en 1827, cando o botánico Robert Brown observou ao microscopio partículas de po flotando na auga e descubriu que se movían erraticamente - un fenómeno que veu a ser coñecido como movemento browniano. En 1877, J. Desaulx suxeriu que o fenómeno era causado polo movemento térmico das moléculas da auga e, en 1905, Albert Einstein publicou a primeira descrición matemática deste movemento, confirmando así a hipótese.^[31][32][33] O físico francés Jean Perrin utilizou o traballo de Einstein para determinar experimentalmente a masa e a dimensión dos átomos, o que constituíu unha forte evidencia experimental a favor da teoría atómica de Dalton.^[34]

O físico Joseph John Thomson, a través do seu traballo con raios catódicos en tubos de Crookes, descubriu en 1897 o electrón e a súa natureza subatómica, o que destruíu o concepto de átomos como unidades indivisibles.^[35] O tubo de Crookes consiste nun tubo de vidro baleiro, polo cal circulan unha serie de gases, que ao aplicarlles electricidade adquiren fluorescencia, por iso é polo que són chamados fluorescentes. Thomson descubriu que os raios catódicos son afectados por campos eléctricos e magnéticos, e deduciu que a desviación dos raios catódicos por eses campos eran desvíos de partículas moi pequenas con cargas negativas - os electróns. Thomson cría que os electróns estaban distribuídos polo átomo, coa súa respectiva carga eléctrica en relación á presenza dunha carga positiva máis uniforme - o modelo atómico de Thomson.^[36]

Con todo, en 1909, un grupo de investigadores baixo a dirección do físico Ernest Rutherford bombardeou unha folla de ouro con ións de helio e descubriu que unha pequena porcentaxe era desviada con ángulos moito maiores que os que eran previsibles segundo o modelo de Thomson. Rutherford interpretou a experiencia da folla de ouro como unha suxestión de que a carga positiva dun átomo e a maioría da súa masa estaban concentradas nun núcleo no centro do átomo, mentres que os electróns orbitaban á súa volta de forma semellante aos planetas arredor do sol - o modelo atómico de Rutherford. Os ións de helio con carga positiva preto deste núcleo denso serían entón desviados en ángulos moi grandes.^[37]

Ao facer experimentos con produtos do decaemento radioactivo, en 1913 o radioquímico Frederick Soddy descubriu que parecía existir máis dun tipo de átomo en cada posición da táboa periódica.^[38] O termo isótopo foi acuñado por Margaret Todd para describir os distintos átomos que pertencen ao mesmo elemento. Thomson creou unha técnica para separar os distintos tipos de átomo a través do seu traballo con gases ionizados, o que posteriormente levou ao descubrimento dos isótopos estables.^[39]

En 1913, o físico Niels Bohr propuxo un modelo no que se asumía que os electróns dun átomo orbitaban o núcleo, pero que só o podían facer ao longo dun conxunto finito de órbitas e que podían ir entre estas órbitas só mediante cambios de enerxía correspondentes á absorción ou radiación dun fotón. ^[40] Esta cuantificación foi usada para explicar por que as órbitas dos electróns son estables (dado que, normalmente, as cargas en aceleración perden enerxía cinética que é emitida en forma de radiación electromagnética - ver radiación de sincrotrón) e por que os elementos absorben e emiten radiación electromagnética en espectros diferentes. ^[41]

Máis tarde o mesmo ano, Henry Moseley proporcionou aínda máis evidencias experimentais que sustentaban a teoría de Bohr. Estas evidencias reforzaban os modelos Rutheford e Van den Broek, que propuñan que o átomo contén no seu núcleo un número de cargas nucleares positivas igual ao seu número atómico na táboa periódica. Ata estas experiencias, descoñecía de que o número atómico fose unha cantidade física e experimental. Esta equivalencia segue sendo o modelo atómico aceptado hoxe en día.^[42]

Os enlaces químicos entre átomos foron explicadas por Gilbert Newton Lewis, en 1916, como as interaccións entre os seus electróns.^[43] Unha vez que xa se sabía que as propiedades químicas dos elementos se repetian de acordo coa lei periódica,^[44] en 1919 o químico norteamericano Irving Langmuir suxeriu que isto podía ser explicado se os electróns dun átomo estivesen dalgún xeito conectados. Así, pensábase que os grupos de electróns ocupaban un conxunto de capas de electróns arredor do núcleo.^[45]

A experiencia de Stern-Gerlach de 1922 proporcionou máis evidencias da natureza cuántica do átomo. Cando un feixe de átomos de prata atravesou un campo magnético especialmente deseñado, o feixe dividiuse en base a dirección do momento angular do átomo, ou spin. Xa que esta dirección é aleatoria, esperabase que o feixe se propagase nunha liña. Pola contra, o feixe dividiuse en dúas partes, en función de se o spin atómico estaba orientado cara a arriba ou cara a abaixo.^[46]

Con base na proposta de Louis de Broglie de 1924 de que as partículas se comportaban até determinado punto como ondas, en 1926 Erwin Schrödinger desenvolveu un modelo matemático do átomo que describía os eletróns como formas de onda tridimensionais, en vez de partículas puntuais. Unha das consecuencias de usar formas de onda para describir os eletróns é que é matematicamente imposible obter valores precisos tanto para a posición como para o momento de determinada partícula ao mesmo tempo. Isto coñeceuse como principio da incerteza. Segundo este concepto, por cada medida dunha posición só é posible obter unha gama de valores probables para o momento, e viceversa. Aínda que este modelo era difícil de percibir visualmente, soubo explicar algunha observacións do comportamento dos átomos que os modelos anteriores non conseguían, como certos patróns estruturais e espectrais de átomos maiores que os do hidróxeno. Así, o modelo planetario do átomo foi depreciado a favor dun que describía as zonas orbitais arredor do núcleo no que era máis probable existiren electróns.^[47][48]

O desenvolvemento do espectrógrafo de masa fixo posíbel medir de forma exacta a masa dos átomos. O aparello usa un imán para desviar a traxectoria dun feixe de ións, sendo a cantidade de deflexión determinada pola proporción da masa atómica en relación á súa carga. O químico Francis William Aston usou un espectrógrafo para demostrar que os isótopos tiñan distintas masas. A masa destes isótopos variaba conforme as cantidades integrais, o que é denominado "regra do número enteiro".^[49] A explicación para estes distintos isótopos atómicos xurdiu só co descubrimento en 1932 polo físico James Chadwick do neutrón - unha partícula de carga neutra cunha masa semellante ao protón. Ata entón, os isótopos eran explicados como elementos co mesmo número de protóns, pero distinto número de neutróns no interior do núcleo.^[50]

Existen diversos modelos atómicos a través da historia, como o de (en orde cronolóxica) Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Schroedinger, Heisenberg e o mecanocuántico.

O físico John Dalton foi o primeiro que concibiu unha teoría científica no senso moderno, sobre a natureza dos átomos. Para Dalton aínda os átomos seguían a ser esferas sólidas e indivisibles, pero as súas achegas abriron camiño aos físicos que o seguiron.

Os postulados da súa teoría son os seguintes:

1. Un elemento componse de partículas indivisibles e extremadamente pequenas chamadas átomos.
2. Todos os átomos dun mesmo elemento teñen propiedades iguais que, á súa vez, difiren das doutros elementos.
3. Os átomos non poden crearse, destruírse ou converterse en átomos doutro elemento.
4. Os compostos fórmanse cando se combinan átomos de diferentes elementos en relacións numéricas sinxelas.
5. Dado un composto son constantes tanto os números relativos como os tipos de átomos.

En 1911, o físico Ernest Rutherford, grazas a unha serie de experimentos, concluíu que a estrutura do átomo non podía ser tan simple e sólida como a definía Dalton. Para Rutherford a estrutura do átomo estaba constituída por:

• Un núcleo central, cargado de electricidade positiva e que contén case toda a masa do átomo.
• Unha nube de carga negativa ou electróns, que xiran en órbitas circulares arredor do núcleo. O espazo que hai entre o núcleo e os electróns é, na súa escala, enorme.

Wikimedia Commons ten máis contidos multimedia na categoría:  Átomo

• Bernabé, Alberto, ed. (2008). Fragmentos presocráticos, de Tales a Demócrito. Madrid: Alianza Editorial. p. 401. ISBN 978-84-206-6697-6. 
• Cottingham, W.N.; Greenwood, D.A. (2004). An introduction to nuclear physics (en inglés). Cambridge University Press. ISBN 0-521-65149-2. 
• Flores Moreno, Norma Estela (2007). Física Modena (edición revisada). México D.F.: Pearson educación. p. 234. ISBN 978-970-26-0789-2. 
• Giunta, Carmen (1996). Le Moyne College, ed. "Lavoisier's Elements of Chemistry". Consultado o 31 de outubro do 2015. 
• Harrison, Edward Robert (2003). Cambridge University Press, ed. Masks of the Universe: Changing Ideas on the Nature of the Cosmos. ISBN 0-521-77351-2. OCLC 50441595. 
• King, Richard (1999). Edinburgh University Press, ed. Indian philosophy: an introduction to Hindu and Buddhist thought. ISBN 0-7486-0954-7. 
• Kramer, Kenneth (1988). Introductory nuclear physics (en inglés). ISBN 047180553X. 
• McEvilley, Thomas (2002). Allworth Press, ed. The shape of ancient thought: comparative studies in Greek and Indian philosophies. ISBN 1-58115-203-5. 
• Rouvray, Dennis H. (2004). Endeavour, ed. "Elements in the history of the Periodic Table" 28 (2 ed.): pp. 69–74. doi:10.1016/j.endeavour.2004.04.006. ISSN 0160-9327. 
• Ponomarev, Leonid Ivanovich (1993). CRC Press, ed. The Quantum Dice. ISBN 0-7503-0251-8. OCLC 26853108. 
• Roscoe, Henry Enfield (1895). Macmillan, ed. John Dalton and the Rise of Modern Chemistry. Century science series. Nova York. Consultado o 2011-04-03. 

• Siegfried, Robert (2002). DIANE, ed. From Elements to Atoms: A History of Chemical Composition. ISBN 0-87169-924-9. OCLC 186607849. 

• Teresi, Dick (2003). Simon & Schuster, ed. Lost Discoveries: The Ancient Roots of Modern Science. pp. 213–214. ISBN 0-7432-4379-X. 

• Wurtz, Charles Adolphe (1881). D. Appleton and company, ed. The Atomic Theory. Nova York. ISBN 0-559-43636-X. 

• Elemento químico
• Molécula
• Radioisótopo