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viernes, 7 de septiembre de 2007

Recorrido histórico por el descubrimiento del átomo.

MODELOS ATÓMICOS. FUNDAMENTOS.


El átomo en la antigua Grecia.
La primera idea sobre el átomo nace en el siglo V aC, en la antigua Grecia, en la escuela atomista de Demócrito, en la ciudad de Abdera. Demócrito y Leucipo planteaban que la materia es discontinua, o sea que está formada por pequeñas partículas llamadas “átomos”, en griego “no-divisible”. Para estos pensadores todos los materiales existentes estaban constituidos por átomos –combinados entre sí- y por espacio vacío entre ellos.
Otros filósofos griegos, como Aristóteles, no creían en la existencia de los átomos y pensaban que el vacío no existía. Para ellos la materia era continua y se podía dividir infinitamente, en porciones cada vez más pequeñas. Todo el mundo material estaba formado por cuatro elementos fundamentales, a los que llamaron “los principios básicos”: la tierra, el agua, el aire y el fuego, los que mezclados entre sí en proporciones adecuadas, generaban los demás materiales.
Aunque equivocadas, las ideas de Aristóteles parecían explicar la realidad cotidiana mejor que las de Demócrito, por ello fueron más aceptadas en su época y prevalecieron en el pensamiento de la humanidad durante siglos, con lo que la Química, como ciencia, vio retrasado su nacimiento hasta el siglo XVIII.

Teoría atómica de Dalton.
John Dalton (Cumberland, 1766—Manchester, 1844) fue un físico, químico y matemático inglés. Comenzó en la docencia con 12 años, en la escuela básica, donde enseñaba matemáticas. Emprendió estudios sobre meteorología en 1787 –y continuó las mediciones durante 57 años, acumulando más de 200.000 observaciones-, aportando grandes avances en el análisis de la lluvia y las auroras boreales.
En el campo de la Física óptica, estudió la enfermedad ocular que lo aquejaba y no le permitía ver todos los colores, que luego en su honor, fue llamada “daltonismo”.
Pero su mayor contribución a la ciencia fue la Teoría Atómica, enunciada en 1803. Llegó a esta teoría a través del estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico. En 1808 y 1810 publicó su obra “Nuevo sistema de filosofía química” que sentó las bases de la nueva ciencia química, surgida a partir de la Ley de la conservación de la masa, de Antoine Lavoisier.
Fue miembro de la Real Sociedad de Londres en 1822, y en 1826 le entregaron la medalla de oro de esta sociedad. En 1830 se convirtió en uno de los ocho socios extranjeros de la Academia de Ciencias de Francia.
POSTULADOS:
1.- La materia está formada por pequeñas partículas indivisibles e indestructibles llamadas “átomos”.
2.- En las reacciones qcas. los átomos no se crean ni se destruyen, sólo cambian su ubicación.
3.- Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, en masa, volumen y otras propiedades.
4.- Los átomos de elementos distintos, son distintos entre sí.
5.- Los átomos se combinan entre sí, en números enteros y pequeños, formando “átomos compuestos”.


Primer modelo atómico: Modelo de Thomson.
Joseph John Thomson (Manchester 1856—Cambridge 1940) fue un físico inglés, profesor del Real Instituto de Londres. Estudió el paso de la corriente eléctrica a través de los gases (en los tubos de rayos catódicos y canales de Crookes) y determinó experimentalmente la relación carga-masa del electrón. Recibió el premio Nobel de Física en 1906. En 1908 el gobierno británico lo ennobleció otorgándole el título de Sir. Publicó varios libros sobre sus investigaciones.
Los trabajos de Crookes de descarga en gases, realizados en los tubos de rayos catódicos constituyen el antecedente más importante para la elaboración del modelo atómico propuesto por Thomson, así como también el descubrimiento del electrón realizado por Stoney en 1867.

Los tubos de descarga en gases, son tubos de vidrio que contienen dentro dos electrodos (el negativo cátodo y el positivo ánodo) separados y enfrentados, cada uno conectado a una fuente de alto voltaje. Se hace vacío en el tubo y se inyecta un gas a baja presión. Se cierra el circuito y se pueden observar descargas eléctricas en forma de chispas en ambos electrodos. Al bajar la presión hasta 0,01 mmHg (milímetros de mercurio) se ve frente al cátodo una luminosidad fluorescente azulada o verdosa. Esa luminiscencia se debe a los rayos catódicos (salen del cátodo), y que están formados por electrones.

Thomson, en 1898, plantea que los átomos no son indivisibles como decía Dalton, sino que están formados por electrones (partículas de carga negativa) y por un resto positivo. Cambiando los gases de los tubos, las partículas que circulaban desde el cátodo hacia el ánodo, eran siempre iguales: la misma masa y la misma carga. Se deduce entonces que todos los átomos, sin importar de qué elemento provengan, contienen electrones, y esas partículas son las que forman el haz de rayos catódicos. El número de electrones varía según el elemento en cuestión. Como la materia es eléctricamente neutra, el resto del átomo, de masa compacta, tiene carga positiva. Ese resto positivo, que varía según el elemento, constituye a los rayos canales (los que salen del cátodo hacia el lado opuesto del mismo cuando el cátodo está perforado). El tamaño y peso del átomo depende del elemento químico.


El átomo según Thomson: esfera material y compacta cargada positivamente y neutralizada por un determinado número de electrones.


Segundo modelo atómico: Modelo de Rutherford.

En 1896 el físico francés Henri Becquerel, estudiando la fluorescencia de algunas sustancias, descubrió que los minerales de Uranio emiten radiaciones espontáneamente. Los esposos Curie[1] continuaron estas investigaciones y denominaron al fenómeno “radiactividad”. Las sustancias radiactivas emiten 3 tipos de radiaciones: a++, b- , g (partículas alfa –con carga positiva-, partículas beta –electrones de alta velocidad- y rayos gamma –sin carga ni masa, sólo energía radiante-).

En 1911, Ernest Rutherford[2], un físico neocelandés discípulo de Thomson, intenta demostrar la validez del modelo por este planteado y para ello diseña –junto con Geiger y Mardsen- la famosa experiencia de la lámina de oro. En un bloque macizo de plomo, realizan una pequeña perforación y colocan una sustancia radiactiva que emite partículas a++ , b- y rayos g . Colocan un filtro de modo que sólo pasen las emisiones a++ que van a bombardear una delgada lámina de oro. Envuelven todo el dispositivo en paredes metálicas, recubiertas con una capa de sulfuro de cinc, que es una sustancia que emite luminiscencia cuando es golpeada por las partículas a++ .

Rutherford imagina a la lámina de oro como formada por una sola capa de átomos compactos como decía Thomson, por eso esperaba que la mayoría de la radiación no la atraviese. Sin embargo, los resultados experimentales demostraron lo contrario: la mayoría de las partículas a++ atraviesa la lámina de oro sin sufrir desviaciones; algunas partículas se desvían con pequeños ángulos y sólo una de cada 8000 rebotan.
Con esto deduce que el átomo no es compacto, sino que presenta grandes espacios vacíos –por donde pasan cómodamente las partículas a++-. Para explicar por qué algunas partículas se desvian y otras rebotan, pensó que debe haber un lugar que concentre la carga positiva del átomo. Ese lugar, al que llamó núcleo atómico, se repele con la carga de las partículas a++, y les provoca las desviaciones. Aquellas partículas que le pegan de lleno al núcleo son las que rebotan.
El núcleo debe ser muy pequeño en volumen, pero concentra toda la masa del átomo.
La carga positiva se neutraliza con los electrones, externos al núcleo, y que se encuentran girando a grandes velocidades para compensar la atracción eléctrica que los acercaría al núcleo.
Las cargas positivas reciben el nombre de protones (p+) y son casi 2000 veces más grandes que los electrones (e-). La neutralidad eléctrica se logra si hay igual número de p+ que de e-. Si este número no coincide se forman iones (Partículas con carga eléctrica).

En resumen, sobre la base de su experiencia, Rutherford elaboró un nuevo modelo atómico:
a.- el átomo está formado por un núcleo central, cargado positivamente, formado por protones (p+) y rodeado de e- en movimiento.
b.- El número de e- es igual al de protones ya que el átomo es eléctricamente neutro.
c.- el núcleo es muy pequeño en relación al tamaño total de átomo, por lo que en éste hay grandes espacios vacíos.
d.-la masa del átomo está dada por la masa del núcleo, ya que los e- son casi 2000 veces más chicos que los p+ y su masa es despreciable.
e.- la masa de los p+ es aproximadamente igual a la mitad de la masa del átomo.

El átomo según Rutherford: un núcleo central formado por p+ y neutralizado por e-, que giran a su alrededor.

Inconvenientes:
Los e- en movimiento pierden energía, según se sabe desde los conceptos de la Física clásica (Física newtoniana), con lo que la Fuerza centrífuga iría disminuyendo paulatinamente. Esto hacía pensar a los físicos de la época, que los e- podrían caer sobre el núcleo, a medida que la fuerza de atracción eléctrica se haga mayor a la fuerza centrífuga. Esta fue la gran objeción que tuvo este modelo atómico que, por lo demás, representaba perfectamente la filosofía científica de la edad moderna: una teoría construida para explicar los hechos experimentales. La respuesta a este problema la dio el físico danés Niels Bohr, usando conocimientos de la Física Cuántica.

Tercer modelo atómico: Modelo de Bohr.
En 1913 Bohr
[3] propuso un modelo atómico basado en el de Rutherford, pero aplicando la Teoría cuántica planteada en 1900 por Max Planck, además de sus estudios sobre espectroscopia. Su modelo interpreta el espectro discontinuo del átomo de Hidrógeno.
En sus trabajos sobre espectroscopia de absorción, Bohr observa que cada elemento químico presenta un espectro atómico distinto. O sea, calentados a la llama del mechero, los elementos muestran un color diferente.
[4]
Esto sólo se podía explicar si se piensa que los electrones del átomo no están todos en una única órbita, sino que están a distintas distancias del núcleo. A mayor distancia mayor energía en dicha capa, y por consiguiente un color distinto. Como la luz tiene movimiento ondulatorio, cada color está asociado a una energía, una frecuencia y una longitud de onda distinta. Las ondas se repiten en un cierto tiempo, y eso indica su frecuencia (para señalar la frecuencia se usa la letra griega “nu”: n). A la distancia ocupada por una onda se la llama longitud de la onda (se usa la letra griega “lambda").


Por otro lado, la Teoría cuántica de Max Planck, le dio a Niels Bohr la respuesta a la objeción que planteaba el modelo de Rutherford. Esta teoría propone que, en el mundo de las dimensiones muy pequeñas, la energía se absorbe o se emite de a “saltos”, en pequeñas cantidades fijas, representadas por números enteros; llamó a la menor cantidad de energía electromagnética, un “CUANTO” de energía.

Con estos estudios Bohr, en 1913, plantea que:
El número de p+ –cargas positivas que se hallan en el núcleo- se llama NÚMERO ATÓMICO (Z) e identifica al elemento químico.
En el átomo hay hasta 7 capas u órbitas concéntricas que giran alrededor del núcleo, cargadas de e-Cada capa tiene una energía distinta (E), que va en aumento a medida que se aleja del núcleo. Los e- se van disponiendo en orden de energía creciente, o sea se llenan las primeras capas –de menor energía- antes que las más alejadas.


Hay una fórmula que permite conocer el número MÁXIMO de electrones por nivel, y es :
2. (n)2 (Leer: 2 multiplicado por n elevado al cuadrado). A saber:
si n = 1 Þ 2 . (1)2 = 2 2e- entran, como máximo, en el primer nivel de energía.
si n = 2 Þ 2 . (2)2 = 8 8e- entran, como máximo, en el segundo nivel de energía.
si n = 3 Þ 2 . (3)2 = 18 18e- entran, como máximo, en el tercer nivel de energía.
si n = 4 Þ 2 . (4)2 = 32 32e- entran, como máximo, en el cuarto nivel de energía, etc.

Los e- pueden girar en órbitas determinadas sin modificar su energía. En estas órbitas permitidas los e- no absorben ni emiten energía, por ello se las denomina órbitas estacionarias. Esto justifica que los e- no pierdan energía al girar y no se precipiten sobre el núcleo.
Si el átomo recibe una energía externa –calor por ej.- el electrón puede saltar a un nivel superior, alejándose del núcleo. Pero ese nivel no le es propio, y como tiende a la menor energía, el electrón volverá a su nivel estacionario devolviendo la energía sobrante en forma de radiación lumínica. El color de la luz indica la frecuencia y longitud de onda, o sea la variación de energía entre los niveles.

Unos años después Chadwick, descubrió que en el núcleo también hay otras partículas, sin carga eléctrica, llamadas neutrones (nº). La masa del núcleo está dada por la suma de los p+ y los nº, y recibe el nombre de NÚMERO MÁSICO (A).
Aparece así el concepto de ISÓTOPOS, que son átomos del mismo elemento (igual Z) pero con distinta masa (distinto A) debido a que el número de neutrones no es el mismo.
Por ejemplo el elemento Hidrógeno presenta tres isótopos:
El Hidrón (Z= 1; A= 1) o sea, un protón y nada más en su núcleo;
El Deuterio (Z= 1; A= 2) o sea, un protón y un neutrón en su núcleo, y
El Tritio (Z= 1; A= 3) o sea, un protón y dos neutrones en su núcleo.
La mayoría de los elementos químicos tienen isótopos.
Entonces, los átomos de un mismo elemento no son todos iguales entre sí, como decía Dalton.

Modelo atómico actual o Modelo cuántico.

Las investigaciones continuaron y aparecen conocimientos que van modificando algunos postulados de Bohr, sobre la base de su modelo.
Sommerfeld modificó los postulados de Bohr al observar que las órbitas también podían tener una trayectoria elíptica y el electrón las recorre con velocidad variable.

En 1924, el físico francés Louis de Broglie, afirmaba que las partículas con carga eléctrica tienen, además de su carácter material, propiedades de onda. O sea, el e- es una partícula que se mueve con movimiento ondulatorio. A este descubrimiento se lo conoce como dualidad onda-partícula.

Un principio que también aporta al modelo actual es el Principio de Incertidumbre, enunciado por Werner Heisenberg en 1927, que plantea que es imposible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de un e-. Es por eso que hay que plantear estas propiedades en función de probabilidades, así queda definido el concepto de orbital como la zona del espacio donde es más probable hallar al e-. En cada orbital entran como máximo, 2e-. El conjunto de orbitales forma al subnivel.

Para describir el movimiento de onda del electrón, Schröedinger, plantea una ecuación de onda, que es una ecuación físico-matemática en la que aparecen 4 variables en su resolución. Esos 4 números, que indican propiedades del electrón, se llaman Números Cuánticos, y son:
Número cuántico principal (n): indica el nivel de energía en donde se halla el e-. Se indica con números enteros cuyos valores van de 1 hasta infinito (µ), aunque sólo hay 7 niveles de E.
Número cuántico secundario o azimutal (l): indica en qué subnivel se halla el e-, toma valores desde 0 hasta (n-1). Los subniveles se indican con letras: s, p, d y f, son los más usados. En cada subnivel entra un número determinado de e-: 2, 6, 10 y 14, respectivamente.
Número cuántico magnético (m): indica la ubicación del e- en cada orbital. Entran dos e- por orbital. Los orbitales tiene distintas formas y ubicaciones espaciales. Hay orbitales de forma esférica, llamados s, cada uno de ellos forma el subnivel s, que se llena con 2 e-. Hay orbitales de forma lobular, que se ubican uno en cada eje del espacio, llamados px –si está en el eje x-, py –si está en el eje y-, pz –si está en el eje z-. El conjunto de los 3 orbitales forman el subnivel p, que se completa con 6 e-.
Número cuántico de spin(s): indica el sentido de giro del e- sobre su propio eje. Toma dos valores arbitrariamente: -1/2 y +1/2.


[1] Marie Sklodowska de Curie (1867-11934) y Pierre Curie (1859-1906), explicaron el fenómeno de la Radiactividad y descubrieron a los elementos Polonio y Radio. Ambos reciben el Premio Nobel de Química, compartido con Bequerel, en 1903. Marie Curie recibe un 2do Premio Nobel de Química en 1911, siendo la única persona que ha recibido dos veces tan distinguido galardón.
[2] Sir Ernest Rutherford (Nueva Zelanda 1871-Inglaterra 1937). Fundador de la Física y Química nuclear.Premio Nobel de Qca en 1919 y elevado a la nobleza con el título de Sir en 1931.
[3] Niels Bohr (1885-1962) Físico danés. Ayudante de Rutherford en 1912. Premio Nobel de Física en 1922.
[4] Si se tira sal común (cloruro de sodio) a la llama se observa un color anaranjado, típico de todos los compuestos con sodio. Si se calienta un alambre de cobre, se verá una coloración verde-azulada.