átomo [
á-to-mo]
(Esta palabra proviene del latín atŏmum, y este del griego ἄτομον).
- Es una
conjugación del
verbo atomir. Si lo desea puede consultar la
conjugación completa del verbo atomir.
[sustantivo masculino]
Estructura que
forma la
unidad básica de
todo elemento químico.
Por consiguiente, es la
menor partícula capaz de
intervenir en
una combinación. La
masa del átomo varía, en los elementos estables,
entre 1, 6 10
y 4 · 10
-22 g y está
concentrada casi por completo en el núcleo; el
diámetro es
del orden del angström para el
átomo y
del orden de
una diezmilésima de
angström para el
núcleo. Demócrito (460-370 a. C. ) introdujo,
desde un punto de
vista puramente
filosófico, el
concepto de “átomo” (indivisible)
como la
parte más pequeña de la que está formada la
materia. Esta fue la
primera idea sobre la discontinuidad de la
materia. El
atomismo de Demócrito perduró
sólo como concepto filosófico,
hasta que en 1803 Dalton formuló
su teoría atómica para explicar el
comportamiento del aire como mezcla de gases en
proporción invariable: reafirmó el
concepto de
átomo como partícula material discreta e
indivisible y estableció que átomos de distintos elementos tienen
diferente masa y propiedades;
así mismo, los compuestos
se forman
por unión de átomos guardando
una relación numérica sencilla. Las ideas de Dalton dieron
una explicación simple a las leyes de las combinaciones químicas; Avogadro,
con la
introducción del concepto de
molécula, reconcilió las leyes volumétricas de Gay-Lussac
con la
teoría de Dalton. A finales
del siglo XIX, los experimentos de descargas eléctricas en gases
con los consiguientes descubrimientos
del electrón y
del protón, llevaron a los científicos a
crear un nuevo modelo del átomo mucho más complejo que la
idea de las “diminutas esferas” de Dalton. J. J. Thomson en 1904 y, decisivamente, Rutherford en 1911, fueron quienes establecieron los primeros nuevos conceptos
acerca del modelo nuclear
del átomo. El
estudio de las trayectorias de partículas
y β en la
cámara de Wilson, y los experimentos de Geiger y Marsden
sobre la
desviación de partículas
al
atravesar láminas metálicas dieron
una prueba evidente del mismo. En
dicho modelo, el
átomo está formado
por un núcleo, que contiene la
carga positiva y que supone prácticamente
toda la
masa del átomo, y los electrones (carga negativa) que giran
alrededor del núcleo a distancias relativamente grandes, neutralizando la
carga nuclear.
Pero este modelo pronto resultó
insuficiente. La
teoría electromagnética y simples consideraciones de
estabilidad, pusieron en
entredicho el
modelo de Rutherford. En
efecto, el
hecho de que los electrones giren
alrededor del núcleo para neutralizar la
fuerza de
atracción electrostática que
sobre ellos ejerce, implica la
emisión de
energía radiante por parte del electrón,
por lo que éste describiría órbitas
cada vez más pequeñas y la
frecuencia de las ondas emitidas decrecería paulatinamente; estas ideas están en
contradicción con el
hecho experimental de la discontinuidad de los espectros de los gases incandescentes.
Por otra parte, el
electrón debería precipitarse finalmente
sobre el
núcleo, destruyéndose
así el
átomo. Niels
Bohr, utilizando las ideas cuánticas de Planck
acerca de la
distribución de
energía radiante emitida
por un cuerpo a
una cierta temperatura, imaginó
un modelo atómico que permitió
explicar satisfactoriamente todos los fenómenos
antes señalados.
Dicho modelo queda definido
mediante los llamados postulados de Bohr: 1)
Cada electrón gira
alrededor del núcleo describiendo
una órbita estable (nivel de energía)
dentro del átomo. 2) Los radios de las órbitas de los electrones
no pueden
tener valores cualesquiera;
sólo son posibles
aquellas para las que el
momento angular del electrón es
un múltiplo entero de
h / 2π,
donde h es la
constante de Planck. Esto da
lugar a la
introducción del número cuántico principal n, que determina la
órbita. 3) El
paso del electrón de
un nivel de
energía superior E
i a
otro inferior E
j' da
lugar a la
emisión de
radiación (fotón) de
frecuencia v tal que
hv = E
j — E¡. El tránsito
contrario da
lugar a la
absorción de
radiación. De los postulados de
Bohr se deduce que la
frecuencia de la
radiación viene dada
por la
expresión v
= R (1/i2 - 1/j2) donde R es la constante de Rydberg. Esta expresión es idéntica a la que encontró Balmer en 1885 para hallar las longitudes de onda de las rayas del espectro del hidrógeno (serie de Balmer) haciendo la sustitución i = 2. Para i = 1 se obtiene la serie de Lyman, para i = 3 la serie de Paschen, para i = 4 la de Brackett y para i = 5 la serie de Pfund. Todas ellas encuentran explicación con la teoría de Bohr. La extensión a órbitas elípticas de dicha teoría se debe a Sommerfield en 1916, con la subsiguiente aparición de un nuevo número cuántico: número cuántico azimutal /, que da cuenta de los semiejes de la elipse. La orientación en el espacio de dicha elipse está también cuantizada a través de un tercer número cuántico denominado número cuántico magnético orbital [sustantivo masculino] Otra serie de hechos experimentales obligaron a completar toda la teoría hasta aquí expuesta. En primer lugar, ciertos detalles “finos” observados en las rayas espectrales (dobletes), y en segundo lugar el desdoblamiento que sufren los haces de átomos neutros al hacerlos pasar a través de un gradiente de campo magnético (experimento de Stern-Gerlach). Estos fenómenos son inexplicables con los tres números cuánticos hasta ahora definidos n, l, y m; para el electrón se postuló entonces un grado de libertad de rotación interna a través de un eje que pasa por él, caracterizado por un número cuántico llamado spin, el cual puede tomar los valores ms = +-1/2. En resumen, en un átomo un electrón queda caracterizado por los cuatro números cuánticos n, l, m, ms; ahora bien, la distribución de los electrones está determinada por el principio de exclusión de Pauli: “En un átomo no puede existir más de un electrón con los cuatro números cuánticos iguales”, lo cual se confirmó experimentalmente. No obstante todo lo expuesto hasta aquí, el modelo del átomo de Bohr es todavía incapaz de explicar otras importantes particularidades observadas. En 1924, De Broglie, basándose en el doble comportamiento (corpuscular y ondulatorio) observado en la luz, indicó que algo similar podía ocurrir para los corpúsculos materiales, atribuyendo así al electrón una naturaleza ondulatoria además de la corpuscular. De acuerdo con ello, definió para un corpúsculo de masa m que se mueve con velocidad v, una longitud de onda asociada dada por la expresión λ = h/mv, donde h es la constante de Planck. Este doble comportamiento atribuido a los electrones, fue comprobado experimentalmente por Davisson y Germer en 1927 y Thomson en 1928 al observar los anillos de difracción producidos por un haz de electrones al atravesar una lámina metálica; la longitud de onda encontrada coincide con la dada por la expresión de De Broglie. Estos conceptos han sido el origen de la mecánica cuántica, desarrollada principalmente por Schrödinger (mecánica ondulatoria), Heinsenberg (mecánica de matrices) y Dirac. Schródinger establece su importante ecuación de propagación de las ondas asociadas al movimiento de los electrones; la solución de dicha ecuación es la función de onda asociada, cuyo cuadrado representa la probabilidad de encontrar la partícula en un punto determinado del espacio. Asi pues, la mecánica cuántica ha supuesto un cambio fundamental respecto a la forma clásica de pensar, dentro del mundo de la física, introduciendo el concepto de probabilidad. De esta forma, carece de sentido hablar de posición de una partícula en un instante dado; sólo puede considerarse la probabilidad de encontrarla en un punto determinado; análogamente, ya no puede hablarse de órbita definida en un átomo, sino de orbital atómico o zona de máxima probabilidad de encontrar el electrón. En resumen: los átomos están formados por un núcleo rodeado por un número de electrones que giran en órbitas elípticas, de manera semejante a como en nuestro sistema solar los planetas giran alrededor del Sol. Los electrones están cargados de electricidad negativa; el núcleo tiene una carga eléctrica igual en magnitud a la suma de las de los electrones, pero de signo contrario, o sea positiva, resultando así el átomo eléctricamente neutro. Los electrones no pueden girar en torno al núcleo a cualquier distancia de éste, sino que
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[sustantivo masculino] [Física] Elemento primario de la composición de los cuerpos, considerado indivisible por acción química, pero desintegrable por medios eléctricos u otros derivados de esta energía.
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[sustantivo masculino] Cuerpo primario e hipotético de la materia, tan infinitamente pequeño que se considera indivisible por acción mecánica o química, si bien puede desintegrarse por electricidad.
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