Atomos, historia, partículas y modelos atómicos.

        ESTRUCTURA  ATÓMICA

INTRODUCCIÓN:

El hombre primitivo realizaba muchos procesos químicos como teñir telas, fabricar cosméticos, curtir cueros o prepara vino y cerveza, sin tener conciencia de la Química como ciencia, ni de las características de la materia sobre la cual trabajaba.  Sin embargo, paulatinamente se hizo evidente la necesidad de encontrar una explicación acerca de la estructura y composición de la materia.

Los primeros aportes sobre la naturaleza discontinua de la materia se deben al pensador griego Leucipo, (esbozó dicha teoría) y a su discípulo Demócrito de Abdera, que la desarrolló.  Postularon, en el siglo V, A.C.  la teoría que toda la materia está formada por partículas infinitesimales a las que llamaron átomos.  Leucipo sostenía que había un solo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más.  La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito puede resumirse de la siguiente forma:

1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles.

2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.

3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

Demócrito

En el siglo IV A.C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por cuatro elementos: tierra, aire, agua y fuego.

  

                                                             

   Leucipo

Empédocles

Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por esos cuatro  elementos pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad.

Aristóteles.

Después de muchos planteamientos acerca de la constitución ce la materia, en 1809, John Dalton, (1766 - 1844), un profesor inglés de Química, publicó una obra revolucionaria, en la cual rescataba las ideas formuladas por Demócrito y Leucipo, años atrás.  En su obra Nuevo Sistema de la Filosofía Química,, planteó la teoría sobre la naturaleza atómica de la materia, con el fin de explicar las leyes químicas de su época.  Esta teoría, prácticamente estuvo de moda por un siglo.

John Dalton

La teoría atómica de Dalton consta de cinco postulados, ahora modificados:

• Los elementos están compuestos por pequeñas partículas separadas, llamadas átomos.
• Los átomos son indivisibles e indestructibles, y conservan su identidad a través de los cambios físicos y químicos.  (Las investigaciones actuales han demostrado que los átomos no son indestructibles y pueden perder su identidad cuando se dividen durante las reacciones nucleares.  Sin embargo, esta hipótesis sigue siendo cierta durante las reacciones químicas).
• Los átomos de un mismo elemento son idénticos en su masa y tienen las mismas propiedades físicas y químicas.  Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes masas y diferentes propiedades químicas y físicas.  (Se ha comprobado que átomos de un mismo elemento pueden tener diferentes masas).
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• Cuando los átomos de los elementos se combinan para formar moléculas de compuestos, lo hacen en simples proporciones de números enteros.  (Por ejemplo en proporciones de 1:1, como en el CO, donde hay un átomo de carbono y uno de oxígeno; 2:1, en el agua donde hay dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno).

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Los átomos de diferentes elementos pueden unirse en diferentes proporciones, es para formar más de un compuesto.  (El hidrógeno y oxígeno, forman H2O y H2O2).

                                             

Teoría de las proporciones múltiples de Dalton

En 1833, Miguel Faraday, encontró que al pasar una corriente eléctrica a través de una solución o un sólido fundido ocurrían cambios químicos en la superficie de los electrodos (terminales eléctricos).  Enunció también, que la masa de una substancia producida en un electrodo es proporcional a la corriente eléctrica.

Estos resultados condujeron a George Johnstone Stoney a concluir en 1874, que la electricidad como la materia, consistía de partículas, a las cuales dio el nombre de electrones.

George Johnstone Stoney



PARTÍCULAS FUNDAMENTALES Y SU DESCUBRIMIENTO

Henry Becquerel

El inicio del trabajo experimental para demostrar que los átomos estaban formados por partículas fundamentales aparece con el estudio de la radiactividad.  Becquerel, en 1896, descubrió accidentalmente que los minerales de uranio emitían radiaciones misteriosas que dañaban las placas fotográficas sin que hubiera presencia de luz.   Dejó un compuesto de uranio sobre una placa fotográfica envuelta en papel negro, pero al intentar utilizarla observó que había sido impresionada, como si se hubiera expuesto a la luz. Más tarde, en 1898, los esposos Pierre y Marie Curie confirmaron el fenómeno al obtener de un mineral un elemento al que denominaron polonio, que emitía radiaciones semejantes al uranio. Fue Marie Curie quien propuso el nombre de radiactividad para este tipo de radiaciones. Meses más tarde obtuvieron un nuevo elemento, mucho más activo que el uranio, al que dieron el nombre de radio.

Marie Curie



Actualmente, sabemos que las radiaciones que dañaban las placas fotográficas y producen fluorescencia y que tenían un poder de penetración considerable a través de la materia, son emitidas por el núcleo de los elementos radiactivos.

RADIACTIVIDAD

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS.

1. Electrones.  La existencia de los electrones fue comprobada con el uso de un tubo de descarga diseñado por Sir William Crookes.  Un tubo de descarga es un tubo de vidrio conectado a una potente bomba de vacío.  Dentro del tubo se colocan dos placas metálicas o electrodos, una en cada extremo.  Los electrodos están conectados con alambres externos.  Al electrodo o terminal negativo se le denominó cátodo y al electrodo o terminal positivo ánodo.

Tubo de Crookes o tubo de descarga

Crookes aplicó fuertes descargas eléctricas a los electrodos conectados en los electrodos de un tubo con gas enrarecido.  Cuando la descarga era lo suficientemente grande, se observaban ráfagas e imágenes luminosas en el aire del tubo.  Si en vez de aire había otro gas, la luz tomaba un color diferente.  Si se eliminaba el gas que llenaba el tubo, la luz coloreada desaparecía, a pesar de que la corriente eléctrica seguía produciendo rayos invisibles.  Estos rayos recibieron el nombre de rayos catódicos, porque siempre iban del electrodo negativo al positivo (del cátodo hacia el ánodo).  Además, estos rayos siempre se transmitían en línea recta.


El inglés J.J. Thomson (1856 - 1940) y Crookes hicieron muchos experimentos para estudiar la naturaleza de estos rayos.  Crookes, encontró que si colocaba un objeto en el camino o dirección de la descarga eléctrica, se producía una sombra en el extremo del tubo, hacia el ánodo;  esto demostraba que los rayos se movían del cátodo hacia el ánodo.

Otro experimento demostró que los rayos catódicos eran desviados por un imán, lo cual no ocurre con los rayos de luz;  esto hizo pensar que los rayos estaban formados por una corriente de partículas;  los rayos catódicos demostraron ser atraídos por el electrodo positivo y rechazado por el negativo, lo que comprobó que estaban cargados negativamente.

En 1897, Thomson anunció, que los rayos catódicos son partículas de materia, cada una de las cuales constituye una unidad de electricidad formada por pequeñísimas partículas de carga negativa a gran velocidad.  Sus propiedades no cambian cualquiera que sea el gas colocado en el interior del tubo, por lo que han de ser partículas existentes en todos los átomos.  Se comprobó entonces, que las partículas componentes de los rayos catódicos eran los mismos electrones postulados por Stoney.

Cuentan que Thomson, era un físico experimental muy torpe con las manos y que no sabía manipular los aparatos del laboratorio.  Sus alumnos preferían que sólo les diera indicaciones, para luego ellos realizar las mediciones experimentales.  No obstante, Thomson demostró que los rayos del tubo de Crookes están constituidos en realidad, por minúsculas partículas, los electrones.  Por este trabajo, en 1906 se otorgó a Joseph John Thomson el premio novel de Física.  En años posteriores, al menos siete de aquellos alumnos que le habían impedido destruir aparatos y que alguna vez siguieron fielmente sus consejos obtuvieron sendos premios Nobel. 

El tubo de rayos catódicos, como se le llama en la actualidad, tiene muchas aplicaciones.  Por ejemplo, los anuncios de neón, constan de tubos de rayos catódicos de diámetro pequeño que contienen distintos tipos de gases para producir colores diferentes.  Cuando el gas del tubo es neón, el tubo brilla con un color rojo - anaranjado.  Si se trata de argón, adquiere una luminosidad azulosa.  La presencia del criptón produce una luz blanca intensa.

También las pantallas de un televisor o de un monitor de una computadora son fundamentalmente tubos de rayos catódicos.  En este caso, los electrones chocan contra una pantalla que contiene compuestos químicos que brillan al ser golpeados por los electrones de movimiento rápido.  Una vez producidos los rayos, ciertos dispositivos electrónicos controlan la ubicación, el color y la intensidad de estos haces de electrones, dando forma a la imagen.

2. Protones.  Eugene Goldstein, en 1896, realizó una serie de experimentos con tubos de descarga, pero con cátodos perforados (para permitir el paso de las partículas).  Observó la presencia de otras partículas, pero estas eran de naturaleza positiva.  J. J. Thomson demostró que consistían de unas partículas, que poseían carga opuesta a los electrones.  A estas partículas las denominó protones.

Eugene Goldstein

 3. Neutrones.  Una tercera partícula permaneció sin ser descubierta por mucho tiempo.  Sin embargo, ya Lord Rutherford, había pronosticado su existencia en 1920.  En 1930, Walter Bothe obtuvo la primera evidencia de la existencia de esta partícula.  En 1932, James Chadwick , repitió el experimento de Bothe.  Bombardeó placas de berilio con partículas alfa procedentes del elemento polonio (radiactivo).  Observó que del berilio salían unas partículas de alta energía que no tenían carga y con la masa de un protón y que penetraban un campo magnético.  Hoy los conocemos como neutrones.



                                                 



EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS:
Desde que se conoció la existencia de las partículas subatómicas hubo intentos por explicar la constitución del átomo.

Dos importantes descubrimientos en la década de 1890, pueden describirse como accidentes afortunados.  En 1895, Wilhelm Roentgen, un científico alemán, trabajaba en un cuarto oscuro estudiando ciertas sustancias que fosforecían al exponerse a los rayos catódicos.  Para sorpresa suya, observó que en una lámina recubierta con cianoplatinato de bario que estaba a una cierta distancia del tubo, emitía una fluorescencia verdosa.  La lámina fosforecía incluso cuando el tubo se encontraba en la habitación vecina.  Descubrió, un nuevo tipo de rayo, capaz de viajar a través de las paredes, a los que denominó rayos X.  A diferencia de los rayos catódicos, que son corrientes de partículas cargadas, los rayos X, están relacionados con la energía lumínica y amos son formas de radiación electromagnética.  Roentgen, afirmó que estos rayos atravesaban los materiales menos densos como la madera, pero que no pasan a través de los más densos, como los metales y no sufren desviación por campos magnéticos o eléctricos.

Wilhelm Roetgen y el cianoplatinato de bario

Muchos científicos comenzaron a estudiar los rayos X, como es el caso de Antoine Becquerel, francés que había estado estudiando la fluorescencia, un fenómeno que ocurre cuando ciertas sustancias químicas emiten luz al ser expuestas a la luz solar.  Becquerel, se preguntó si este fenómeno podría estar relacionad con los rayos X.

Antoine Becquerel

Antes que los estudios de Becquerel sobre fluorescencia hubieran progresado mucho, tuvo lugar otro accidente afortunado.  El había colocado cristales de un compuesto de uranio sobre una placa fotográfica envuelta en papel negro.  Expuso todo a la luz solar y encontró que la película se ennegrecía en el sitio donde habían estado los cristales.  Luego, hizo el mismo experimento sin los cristales y observó que la película no se ennegrecía, pues la luz solar no podía atravesar la envoltura negra que los cubría.  Esto demostró a Becquerel que las radiaciones emitidas por los cristales tenían más energía que la luz solar.  El experimento se vio interrumpido varios días nublados, de modo que colocó la placa fotográfica cubierta y el compuesto de uranio en un cajón.  Más tarde, cuando completó el experimento y reveló la placa fotográfica encontró con gran sorpresa, que mostraba imágenes de la muestra de uranio.  Experimentos adicionales, le demostraron que esta radiación no estaba relacionada con fluorescencia, sino que era una propiedad característica del uranio.

El descubrimiento de Becquerel atrajo la atención de muchos científicos, quienes también, comenzaron a  estudiar este nuevo tipo de radiación.  Marie Curie, fue una de los colegas de Becquerel que estudió este nuevo fenómeno.

La química polaca Marie Sklodowska y su esposo, el físico francés, Pierre Curie, le dieron el nombre esta capacidad del uranio, de emitir rayos espontáneamente: radiactividad.  Se entiende por radioactividad a la emisión espontánea de radiaciones de alta energía.  Continuaron la búsqueda de otras sustancias que emitieran radiaciones.  Comprobaron que todos los minerales de uranio las emitían y además aislaron otros dos elementos con idénticas propiedades:  el polonio y el radio,  a los cuales llamaron elementos radiactivos.

Pierre y Marie Curie en el laboratorio.

1. Modelo atómico de Demócrito y Leucipo:

En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un solo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división").

La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse en:

1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles.

2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.

3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

2. Modelo atómico de John Dalton (1766 - 1844).

El modelo atómico sugerido por Dalton, en 1803, sostiene que los átomos son inidivisbles, inmutables y aparentemente sin estructura.  Dalton describió a los átomos como esferas pequeñísimas, compactas, de tamaño y masas distintas y sin ningún tipo de partículas en su anterior.  Este modelo duró casi un siglo.

Moelo atómico de John Dalton.

3. Modelo de J. J. Thomson.

Desde 1898, en base a sus experimentos, J. J. Thomson se preguntó acerca de la estructura de los átomos.  Como los átomos no tenían carga, llegó a la conclusión que eran una esfera de carga eléctrica positiva, con los electrones encajados en número suficiente para neutralizar la carga.  Aunque este modelo resultó errado, ofreció una respuesta a las expectativas sobre la estructura del átomo en ese momento.



Modelo de J. J. Thomson.

4. Modelo de Hantaro Nagaoka:

En 1904, el japonés Hantaro Nagaoka (1865 - 1950) lanzó por primera vez la idea de un átomo con núcleo central y pequeño, cargado positivamente, rodeado de electrones, al igual que los planetas alrededor del Sol.  Este modelo tenía un problema, las cargas eléctricas que giraban alrededor del núcleo, los electrones, debían tener una aceleración producida por este movimiento circular, y por lo tanto, deberían emitir una radiación y perder energía hasta caer en el núcleo.  Lo que demostró que este modelo era inestable desde el punto de vista de la física clásica.  El modelo lo hizo parecido al planeta Saturno, por lo que se le denomina modelo saturniano.

Modelo atómico del japonés Hantaro Nagaoka

Hantaro Nagaoka

5. Ernest Rutherford.  Los conceptos atómicos cambiaron en forma dramática a partir de 1911, gracias al físico, Ernest Rutherford, ganador del premio Novel y que estudió física en el laboratorio de J. J. Thomson.

Rutherford, investigó la radiación del uranio, radio y otros elementos radiactivos.  Cuando hacía pasar esta radiación a través de un campo magnético intenso, observó que los rayos se desviaban en distintas direcciones.  Los rayos alfa, que Rutherford descubrió se desviaban hacia la placa con carga negativa y encontró que su masa era cuatro veces mayor que la del átomo de hidrógeno.

Rutherford, colocó una pequeña cantidad de radio en una cámara de plomo y con un pequeño orificio.  Bombardeó con partículas alfa una lámina delgada de oro puro.  Las partículas alfa se detectaban mediante una pantalla cubierta con sulfuro de cinc, colocada alrededor de la lámina de oro.  Una pantalla de sulfuro de cinc tiene la propiedad de emitir luz cuando una partícula alfa choca con ella, por lo que sirve para su detección.  Algunas partículas alfa podían escapar de la caja por el orificio formando una estrecha corriente de partículas de muy alta energía.  Este aparato se podía dirigir, como un rifle hacia el blanco.

Cuando  Hans Geiger (inventor del contador Geiger) le pidió a su colega Rutherford, que sugiriera un proyecto de investigación para Earnest Marsden, un joven estudiante de 20 años, la recomendación de Rutherford fue que Marsden podría investigar el efecto de las partículas alfa sobre hojas delgadas de metal de diversos grosores.  Días después, Geiger acudió emocionado con Rutherford y le explicó lo que había observado al utilizar una hoja delgada de oro.  Casi todas las partículas alfa atravesaban la hoja metálica, pero algunas se desviaban de manera abrupta.  Unas pocas partículas alfa llegaban incluso a rebotar directamente hacia atrás.  Rutherford pensó que esto era asombroso y no pudo ofrecer una explicación en el momento.  No esperaba que partícula alguna se desviara en esa forma y no reconoció de inmediato lo significativa que era la investigación.

No fue hasta 1911, casi dos años más tarde, que Rutherford dijo a Geiger que ya sabía cuál era el aspecto del átomo.  Había llegado a la conclusión de que toda la carga positiva y prácticamente toda la masa del átomo se hallaba concentrada en el núcleo, extremadamente diminuto.  Esto fue lo que hizo que las partículas alfa se desviaran tan abruptamente y, que por ello el modelo de J. J. Thomson no daba la clave para explicar las repulsiones.  Rutherford, concluyó que el modelo de Thomson estaba errado. 

Modelo atómico de Rutherford

EXPERIMENTO  DE  RUTHERFORD
	La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío.
	Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).
	Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

En sus conclusiones Rutherford, retomó la idea propuesta por el japonés H. Nagaoka y razonó que si una partícula alfa se acercaba al núcleo de gran masa, compacto y cargado positivamente, se generaría una dispersión, pero estas partículas experimentarían grandes deflexiones, si el acercamiento era mayor.

En conclusión, Lord Rutherford propuso este modelo del átomo:

• El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.
• Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo.  La corteza está formada por los electrones que tenga el átomo.
• Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
• El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100 000 veces menor)

Este modelo atómico brindó una idea razonable del átomo.  Sin embargo, no explicó la forma cómo los electrones se mueven alrededor del núcleo.

6. Modelo atómico de Niels Bohr y Arnold Sommerfeld.

En 1913, el físico danés Niels Bohr propuso un modelo que obviaba ciertas dificultades encontradas en el modelo de Rutherford.  En efecto, la mayor de estas dificultades era que el átomo de Rutherford suponía a los electrones moviéndose alrededor del núcleo, lo que haría que perdieran energía (todo carga en movimiento libera energía), siendo cada vez más fuertemente atraídos por el núcleo.  De este modo, llegaría un momento en que chocaría con él.  Y esto, en realidad, no ocurre.

El modelo de Bohr se basó en los conocimientos sobre la naturaleza de la luz: espectro atómico y sobre la teoría cuántica de Max Planck,

Niels Bohr

a. Espectro atómico:  La luz como la emite el Sol o una bombilla incandescente, es una forma de energía radiante.  Cuando la luz blanca de una lámpara incandescente (una bombilla de luz ordinaria) se hace pasar a través de un prisma, se descompone en un espectro o arco iris de colores.  Cuando la luz solar pasa a través de una gota de lluvia ocurre el mismo fenómeno.  Los diferentes colores de la luz representan distintas cantidades de energía radiante.  La luz azul, por ejemplo, contiene más energía que la luz roja de la misma intensidad.

Cuando se les suministra suficiente energía a los elementos químicos, por calentamiento, rayos X u otros medios, emiten radiaciones.  Estas radiaciones se analizan en un aparato llamado espectroscopio y dan lugar a una imagen que es el espectro atómico del elemento y que está formado por líneas correspondientes a radiaciones de distintas longitudes de onda.  El espectro atómico es característico de cada elemento como lo son las huellas dactilares del hombre.  Los átomos de elementos ligeros, como el hidrógeno o el helio, dan origen a espectros sencillos, con pocas líneas, mientras que los átomos de elementos más pesados producen espectros complicados con centenares de líneas.

Una explicación sencilla del origen del espectro atómico es la siguiente: los electrones de un átomo se encuentran en zonas que corresponden al estado de mínima energía, E1, o estado normal.  Cuando se le suministra energía (por ejemplo, calentarlo fuertemente) ésta es absorbida por los electrones más externos que pasan a zonas más alejadas del núcleo en un nuevo estado de energía, E2, o estado excitado, más inestable.  Posteriormente, los electrones vuelven a sus posiciones anteriores, más estables, emitiendo la energía que absorbieron, E2 - E1, en forma de radiación.  Vea la figura que a continuación se presenta.

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Bohr, entonces, sugirió una estructura atómica en la cual el núcleo ocuparía un espacio central y los electrones girarían en órbitas alrededor del núcleo en forma que podría compararse a un sistema solar en miniatura, el el cual el núcleo corresponde al Sol y los electrones a los planetas.  Para explicar la razón por la cual los electrones no llegan a chocar con el núcleo, utilizó la teoría de los cuantos.

b. Teoría cuántica. En 1990, el físico alemán Max Planck, revolucionó los conceptos de la época, al explicar el fenómeno de la energía radiante.  En un informe presentado ante la Sociedad Alemana de Física, propuso las siguientes hipótesis:

• La materia está formada por partículas (moléculas, átomos, electrones, etc.) que oscilan emitiendo energía en forma de radiación electromagnética.
• La energía que emiten estas partículas no puede tener cualquier valor, sino tan sólo algunos valores que son múltiplos de una cantidad discreta de energía llamada cuanto.
• El valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida.  Tanto la energía de un cuanto como la frecuencia se relacionan matemáticamente.
• La energía sólo puede absorberse o emitirse en cuantos completos; es decir, la energía total emitida o absorbida será igual al número entero de cuantos o paquetes de energía.



Max Planck

c. Albert Einstein: (1879 - 1955).  Amplió la teoría cuántica de Max Planck y experimentalmente demostró que    la radiación no sólo es emitida en paquetes o cuantos, sino también en forma de luz y supuso que la luz era emitida en cuantos de energía que llamó fotones.  

Albert Einstein

                        

Volviendo con Bohr, éste supuso en base a lo predicho por Max Planck y Einstein que cuando una sustancia se calienta y emite luz, puede hacerlo porque sus átomos absorben energía de una llama o de una descarga eléctrica.  Entonces, sugirió que son realmente los electrones los que absorben energía, y luego la reemiten como luz.  Pero, Bohr, se preguntó: ¿Por qué la radiación está limitada a ciertas longitudes de onda específicas, cada una de las cuales produce una línea en los espectros de los elementos?  Gracias a un destello de inspiración vio que sólo podía haber una explicación para las longitudes de ondas discretas.  Esto significa que un electrón no es libre de tener cualquier cantidad de energía, sino sólo ciertas cantidades de energía discretas específicas.

Bohr, agregó que cada átomo de un elemento tiene un conjunto de energías cuantizadas disponibles, o niveles de energía para sus electrones.  Normalmente, el átomo se halla en su estado fundamental, es decir, todos los electrones se encuentran en los niveles más bajos posibles.  Cuando un átomo absorbe energía de una llama o de una descarga eléctrica sus electrones pasan a niveles energéticos más altos.  El átomo se encuentra en un estado excitado.  Pero, entonces, hay niveles de energía más bajos que están desocupados y por ello, el electrón cae de un nivel cuantizado más alto E2, a uno más bajo E1.  Para un electrón, dada la diferencia entre esas energías, E2 - E1, es la cantidad de energía perdida por el electrón y es igual a la  energía que se emite.  Así, entonces, se produce la línea espectral.  En un átomo dado son posibles muchas de estas transiciones de niveles más altos a más bajos.  Cada uno contribuye con una línea única, discreta en el espectro del elemento.  Por supuesto, se requieren muchas de tales transiciones en muchos átomos para producir una línea que se visible.

Cada una de las líneas del espectro representa una longitud de onda y, una frecuencia determinada.  La longitud de onda o frecuencia es proporcional a la energía, por lo tanto, las líneas del espectro indican que los átomos emiten cantidades definidas o fijas de energía: emiten energía cuantizada.

El nivel con menos energía  es siempre el más cercano al núcleo.  La cantidad de energía absorbida cuando un electrón pasa a un nivel más alto se llama cuanto; al volver a su posición original, emite un cuanto de energía, en forma de radiación electromagnética, llamada fotón.  La cantidad de energía en un cuanto es mayor o menor según el electrón pase de un nivel al siguiente, o que salte algunos niveles.  El valor energético de estos niveles va aumentando a media que se van alejando del núcleo y se representan con la letra "n2, que toma los valores 1,2,3..... También, se representan con letras: K, L, M, N, O, P, Q, de menor a mayor energía.  

En resumen, este modelo atómico mantiene la estructura planetaria propuesta por Rutherford, pero se utilizan los principios cuánticos sobre la emisión de energía con una serie de condiciones sobre el comportamiento del electrón.

• Los electrones se ubican en órbitas o niveles de energía.  No existen niveles de energía intermedios.
• Los electrones giran alrededor del núcleo únicamente en órbitas circulares de trayectoria definida.  No todas las órbitas son estables, sino tan sólo un número limitado de ellas.  Es decir, el electrón, no puede moverse a cualquier distancia del núcleo, sino a distancias determinadas.
• Cuando un electrón se encuentra en un nivel estable (el de menor energía), no emite energía.  Los electrones sólo pueden ganar o perder energía cuando saltan de una órbita a otra.
• Cuando los electrones se encuentran en los niveles de energía más bajos posibles, se dice que se encuentran en el estado fundamental.
• Cuando un electrón gana energía puede saltar al nivel superior.  Este salto, se conoce con el nombre de salto cuántico.
• Cuando el electrón salta hacia el nivel superior, se dice que se excita y el átomo con tales electrones es un átomo excitado.  Los átomos excitados tienden a regresar a los niveles de energía más bajos y, finalmente, al su estado fundamental.
• El electrón sólo absorbe la energía que necesita para efectuar un cambio de nivel, o sea, que si se le aplica una energía intermedia no la absorbe.  Y, si se le aplica una cantidad mayor absorbe solamente la necesaria y emite el exceso en forma de radiación o calor.

También agregó, que el número de electrones en cualquier nivel de energía se determina con la fórmula 2n2, donde "n" es el número del nivel de energía.

La teoría de Bohr resultó satisfactoria cuando se aplicó al átomo de hidrógeno.  Los resultados experimentales correspondieron a los valores calculados para el espectro de hidrógeno.  Pero, no tuvo el mismo éxito con otros átomos.  Lo importante de su trabajo fue que estableció los principios que explican el espectro de los elementos  y la razón por la cual los electrones no chocan con el núcleo.  Hoy, se considera que sus investigaciones constituyen una piedra fundamental en la Química, y no sólo en la historia de la Química, sino como base para posteriores investigaciones.  Murió en 1962.  Por sus contribuciones a la teoría atómica recibió el premio Nobel en 1922 y en 1957, fue el primero en recibir el premio Átomos para la Paz.

En, 1925, el físico alemán Arnold Sommerfeld (1864 - 1951), hizo un estudio del modelo atómico ideado por Bohr y propuso la trayectoria elíptica que debe describir el átomo en su desplazamiento, porque al girar un cuerpo alrededor de otro, por el que es atraído, su movimiento corresponde a una elipse.

Modelo atómico de Sommerfeld

Arnold Sommerfeld

                                                        

7. Modelo atómico actual o Modelo Mecano - Cuántico:

Una de las bases en que se fundamenta la imagen actual del átomo es el concepto de los estados estacionarios de la energía de Bohr, según el cual los electrones no absorben ni emiten energía mientras están en un nivel, pero sí cuando se alejan o acercan al núcleo y cambian de nivel.  Otra de las bases sobre las cuales se fundamenta este modelo actual es el que se refiere a la naturaleza dual de la materia y al principio de incertidumbre.

En 1923, el príncipe francés Louis Víctor de Broglie, propuso que la luz se comporta como una partícula o como una onda y esta característica podría ser fundamental en todas las entidades (protones, electrones, etc.).  Este principio se denomina Onda Corpúsculo o Principio de la Naturaleza Dual de la Materia.  Einstein había demostrado ya que la materia y la energía, eran aspectos diferentes de una misma cosa.  ¿Por qué no habrían de tener propiedades similares?  En particular, ¿no tendría la materia alguna forma de aspecto ondulatorio asociado a la misma?

Louis de Broglie

Si se agita una cuerda tirante de manera suave y regular, arriba y abajo, la cuerda se distorsiona en una serie de curvas que se desplazan a lo largo de la misma.  Esto es algo familiar y como sucede con todas las ondas, las distancias pico a pico, se denomina longitud de onda.  Pues bien, partiendo del fotón y razonando sobre las nociones de la relatividad, De Broglie, sugirió que las partículas materiales en movimiento también tiene una longitud de onda dada.  Esta teoría de la naturaleza dual de la materia no tiene valor práctico para partículas grandes, pero sí lo tiene para partículas pequeñas como los átomos de helio.

En esa época no había pruebas experimentales que apoyaran la idea de que las partículas de materia poseen características de onda, pero en en 1927, dos estadounidenses (Clinton Davison y Lester Germen) de Bell Telephone Laboratories en Nueva York, y George Thomson (hijo de J.J. Thomson), en Inglaterra, informaron de manera independiente que un rayo de electrones se desvía al atravesar un cristal.  Desde entonces la naturaleza ondulatoria de la materia se ha corroborado muchas veces:  De Broglie tenía razón.

En 1926, Werner Heisenberg, físico alemán, discípulo de Niels Bohr, propuso el Principio de Incertidumbre:  es imposible conocer con exactitud la posición y velocidad de un electrón en un instante determinado.  ´Cuanto más exacta sea la determinación de una de ellas, más inexacta será la otra.  Podemos determinar la posición del electrón o su velocidad exacta, pero no ambas simultanéamente.  Si localizamos exactamente el electrón no es posible entonces, medir adecuadamente su energía; y lo contrario: si determinamos su energía, no podemos determinar su posición exacta.  Lo que tenemos realmente es la posibilidad de que un electrón esté en cierta localización general.

El modelo del átomo que tenemos hoy es un modelo matemático, basado en una ecuación matemática desarrollada por Erwin Schrödinger, físico austriaco, estudiante graduado de Bohr (fallecido en 1961) y en base a los trabajos de De Broglie.  En vez de órbitas, Schrödinger, calculó matemáticamente (mediante ecuaciones que consideraron al electrón como una onda) las regiones del espacio en que existe la posibilidad de encontrar al electrón en un momento dado, así como el valor de esta probabilidad.  En estos cálculos aparecieron zonas con una gran posibilidad de existencia del electrón que se representan con una mayor densidad de la zona.  De esta forma en el modelo atómico de Schrödinger, el electrón se interpreta, en cierto modo, como una nube de carga negativa en torno al núcleo, más densa en los lugares donde es más probable encontrar al electrón.  La zona dentro de la cual existe una determinada probabilidad de existencia del electrón se denomina orbital.  Estas nubes de electrones representan niveles de energía, menos definidos que los de Bohr, y subniveles o subcapas.

Modelo de Schrödinger

Otra forma de representar el modelo Schrödinger

El modelo nube de carga o mecano - cuántico de Schrödinger se basa en los siguientes postulados:

• El átomo consiste de un núcleo rodeado de electrones.
• Los electrones sólo pueden localizarse en ciertos estados de energía permisibles que son cuantizados.
• Un cuanto es la cantidad de energía que se absorbe o se emite al pasar un  electrón de un nivel a otro.
• Hay varios estados principales llamados niveles de energía y en ellos se encuentra el electrón.  Los niveles constan de subniveles de energía, los cuales a su vez consisten de uno o más orbitales, en los que están localizados los electrones.

En el modelo actual del átomo, también llamado de nube electrónica, en lugar de un electrón estar describiendo una trayectoria definida, se supone que los electrones llenan el espacio alrededor del núcleo.  Se podría comparar con un enjambre de abejas alrededor del panal, las abejas serían los electrones y el panal el núcleo.

La nube electrónica no es uniforme, es más densa entre los átomos que están enlazados covalentemente.  Los electrones que se comparten son equivalentes en estas regiones más densas de la nube electrónica.

Diferentes modelos atómicos

                                                         

 En realidad, no hay ningún modelo del átomo totalmente satisfactorio, si bien todos son útiles para explicar determinados aspectos.

  

Lecturas complementarias.

http://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-atomico.shtml?monosearch  

http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema4/index4.htm

http://modelosatomicoscbtis229.blogspot.com/

http://miteoria.galeon.com/modelos.html

Videos relacionados con el tema.

             

      

PRÁCTICA DE QUÍMICA

10°, II TRIMESTRE

PROFA.  FULVIA  ANDRIÓN  MSc.

ESTRUCTURA  DEL ÁTOMO

1.     ¿Cuál es la cantidad de protones, electrones y neutrones de

119                                      79                                      127                                108

     Sn                                      Se                                         I                                    Ag

  50                                      34                                        53                                   47

2.     Para los siguientes elementos, diga

¨  El nombre

¨  El número atómico, su número másico y el valor de su masa atómica

⁹Be₂₄                                                 ⁵²Cr₂₄                                   ³⁵Cl₁₇                                 ²⁰Ne₁₀

3.     ¿Cuál es el número másico de un elemento con 48 e^-  y  64n⁰?  ¿Cuál es su nombre?

4.     ¿Cuál es el número másico de un elemento que contiene 81 neutrones y un número atómico de 56?  ¿Cuál es su nombre?

5.     Escriba el nombre y represente simbólicamente cada uno de los siguientes elementos:

¨  Z  =   3               A  =  7

¨  p⁺  =  51             A  = 122

¨  e^-   =  76             A  =  190

¨  n⁰  =  5               e^-   =  4

¨  n⁰  =  8               Z   =   17

¨  p⁺  =  8               n⁰  =  8

¨  n⁰   =  15            A   =  29

6.     Complete el siguiente cuadro.

ELEMENTO	Z	A	p+	n0	e-
Radio	88	226
Cobalto	27	59
Polonio	84	210
Cromo	24	52
Tungsteno	74	184

7.     Complete el siguiente cuadro:

ELEMENTO	Z	A	p+	e-	no
Níquel		58		28
Titanio			22		25
Azufre	16				16

Un ion, es un átomo que ha ganado o perdido electrones.  Catión, es aquel átomo que ha perdido electrones y su carga es positiva y anión, es el átomo que ganó electrones y posee carga negativa.

8.     ¿Cuál es la cantidad de electrones que posee el ion potasio, si su número de oxidación es 1⁺; el del ion oxígeno si su número de oxidación es 2^- y el del ion calcio si número de oxidación es 2⁺?  Si respectivamente el número atómico y másico son:  potasio:  19 y 39;  oxígeno 8 y 16 y para el calcio 20 y 40

9.     Si un ion tiene 11 protones, 10 electrones y un número másico de 23, diga

a.       ¿Cuál es la carga eléctrica o número de oxidación del ion?

b.      ¿Cuántos neutrones tiene?

c.       ¿Cuál es su número atómico?

d.      ¿Cuál es su nombre?

e.      Dibuje su representación simbólica.

10. Si un átomo pierde dos electrones y el ion resultante tiene 10 protones, ¿cuántos electrones tiene el ion?

11.  Si un átomo posee 27 protones y ganó tres electrones, ¿cuántos protones tiene el ion?

12. Si un átomo posee 15 electrones y perdió tres electrones, ¿cuántos protones tiene el ion?

13. Complete el siguiente cuadro.

ION	Z	A	p+	e-	n
Mg2+		24	12
Sn4+			50		69
S2-	16				16

Isótopos son átomos del mismo elemento con diferente masa.   Estos átomos tienen el mismo número atómico y las mismas propiedades químicas, pero difieren en el número de neutrones y por consiguiente en sus masas atómicas.  Todos los elementos, tal como se encuentran en la naturaleza, están formados por dos o más isótopos, pero así como las propiedades químicas de los isótopos de un mismo elemento son iguales, pero así como las propiedades químicas de los isótopos de un mismo elemento son iguales, sus propiedades físicas son diferentes.

14. Escriba el nombre y represente simbólicamente, cada uno de los isótopos que se describen a continuación:

¨  Z   =    3        n   =    4

¨  p⁺  =   7         A  =   13

¨  n    =  5          e^-   =  4

¨  p⁺   =  8          n   =  8

¨  A    =  27        e^-   =   13

¨  n     =   18       Z   =   17

15. ¿Cuáles de los átomos siguientes son isótopos del mismo elemento?  La letra X se emplea en todos los casos como símbolo del elemento

¹⁶X₈        ¹⁶X₇        ¹⁴X₇        ¹⁴X₆        ¹²X₆

b) ¿Cuáles de los cinco átomos tienen la misma cantidad de neutrones?

16. El isótopo radiactivo tecnecio-99 tiene varios usos en diagnosis médica.  Represente simbólicamente dicho isótopo y diga la cantidad de protones, electrones y neutrones que posee.

17. Determina los números de protones, neutrones y electrones de los isótopos siguientes:

a) Cromo – 52                b) argón – 40            c) hierro – 29                  d) oro – 197

18. El isótopo radiactivo yodo – 131, se emplea en el tratamiento del cáncer de tiroides y para medir la actividad del hígado y el metabolismo de las grasas.

a) ¿Cuál es el número atómico de este isótopo?

b) ¿Cuántos neutrones tiene este isótopo?

19. El isótopo ²⁴¹Am₉₅  se utiliza en los detectores de humo domésticos.

a) ¿Cuántos protones están presentes en cada átomo de este isótopo?

b) ¿Cuántos neutrones contienen los átomos de este isótopo?