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A finales del siglo XVIII y comienzos del siglo XIX, Lavoisier y Dalton habían establecido sendas definiciones de elemento químico. Lavoisier destacaba la imposibilidad de descomponerlo en otra sustancia más simple. Dalton suponía que los elementos estaban hechos de átomos iguales en masa.
JJ Thomson
Un siglo después, JJ Thomson descubrió la existencia de partículas subatómicas (electrón, 1897) y de isótopos (1913). Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen masas diferentes.
La siguiente simulación de PHET permite practicar con la construcción de isótopos:
La evidencia de que los átomos de un mismo elemento pueden tener masas diferentes obligó a abandonar la definición de Dalton y a adoptar una nueva definición de elemento químico:
TERCER CONCEPTO DE ELEMENTO QUÍMICO
UN ELEMENTO QUÍMICO ESTÁ FORMADO POR ÁTOMOS QUE TIENEN EL MISMO NÚMERO ATÓMICO, ES DECIR, EL MISMO NÚMERO DE PROTONES EN EL NÚCLEO
No debemos pasar por alto que en 1913 Moseley había demostrado que la carga del núcleo (número de protones) coincidía con la posición del elemento en la tabla periódica.
LOS ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO SE PUEDEN DIFERENCIAR ENTRE SÍ EN EL NÚMERO MÁSICO (NÚMERO DE NEUTRONES) PERO NO EN EL NÚMERO ATÓMICO.
MASA ATÓMICA E ISÓTOPOS
Con esta nueva definición de elemento químico se nos plantea un problema: ¿Qué significado tiene la masa atómica de un elemento químico?. Antes cuando se suponía que todos los átomos de elemento eran idénticos la respuesta estaba clara, pero con el descubrimiento de los isótopos no.
Cuando tomamos una muestra natural de un elemento químico realmente estamos cogiendo una mezcla de isótopos en una proporción dada. Es decir, tomamos una mezcla de átomos de masas diferentes, por tanto, la masa atómica representativa del conjunto no puede ser otra que la media ponderada de las masas de los átomos de la mezcla. Esa es la masa atómica que miden nuestros aparatos cuando analizamos una muestra natural de un elemento químico.
Por ejemplo, en la Tierra, existen dos isótopos estables de carbono, el C-12 se encuentra en una proporción del 98,892 % y el C-13 del 1,108 %. Si tenemos en cuenta que las masas atómicas relativas de ambos isótopos son, respectivamente, 12,00000 uma y 13,00335 uma, podemos calcular la masa atómica del carbono natural.
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