TEORÍA ATÓMICA
En
física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la
materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.
El
primero en proponer una teoría atómica de la materia fue Demócrito, filósofo
presocrático, quien en el siglo V a. C. afirmó que todo estaba compuesto por
pequeñas piezas a las que llamó átomos (del griego ἄτομον, indivisible). Su
teoría fue prontamente olvidada. Recién en el siglo XIX tal idea logró una
extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la
estequiometría. Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los
elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza (de ahí el
nombre de átomo, «indivisible»). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y
mediante diversos experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los
físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era realmente
un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones,
protones y neutrones), que pueden existir de forma aislada. De hecho, en
ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y
la elevada presión impide a los átomos existir como tales. El campo de la
ciencia que estudia las partículas fundamentales de la materia se denomina
física de partículas.
Historia del Átomo.
La
teoría atómica de Dalton.
John
Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría
atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume
las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa,
realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis
Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría
se puede resumir en:
1.-
Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e
indivisibles llamadas átomos.
2.-
Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás
propiedades.
3.-
Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus
masas son diferentes.
4.-
Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
5.-
Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan
entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades
definidas (hoy llamadas moléculas).
Representación
de distintos átomos según Dalton:
¡
Oxígeno
¤
Hidrógeno
Å
Azufre Para Dalton los átomos eran esferas macizas.
ã
Cobre
l
Carbono
Representación
de un cambio químico, según Dalton:
¡
+ ¤ ð ¡ ¤
Esto
quería decir que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo o
molécula de agua.
La
formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de
átomos de estos elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton,
equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y
otro de hidrógeno.
Dalton,
además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los
elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de
estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas
proporciones.
Cuando
dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de
uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas
entre sí por números enteros sencillos.
A
mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se
desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo
modificaciones al modelo atómico inicial.
De
hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta
muy difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos
delante de una caja cerrada que no se pudiese abrir. Para conocer su contenido
solamente podríamos proceder a manipular la caja (moverla en distintas
direcciones, escuchar el ruido, pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con
nuestra experiencia. Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos
indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido construyendo el
modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros días se han ido sucediendo
diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de
modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.
El
modelo atómico de Thomsom.
Thomson,
sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el
átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la
que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están
las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la
materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga
positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser
arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante
como sucedía en los tubos de descarga.
J.
J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo
eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas
eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de
estas partículas.
Para
este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por
un campo eléctrico y uno magnético.
Cada
uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en
sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético
podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria
horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran
iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.
El
segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación
sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos
tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier
ion.
Esta
constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos
catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir,
partículas subatómicas a las que llamó electrones.
Las
placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el
aire, y se introduce un gas a presión reducida.
El
modelo de Rutherford.
Sir
Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el
premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en
paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.
La
experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una
finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran
recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc.
La
importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas
atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños
ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.
El
hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer
que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los
átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico;
esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.
Rutherford
poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía
información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.
En
el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los
planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la
fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del
electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio
hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya
conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un
electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección
lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.
El
electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente,
ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación
electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del
electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral
hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr
unos años más tarde.
El
modelo atómico de Bhor.
Niels
Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis
cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los
espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello
llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que
superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
Este
modelo implicaba los siguientes postulados:
1.-
El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento
(niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados
estacionarios tenía una energía fija y definida.
2.-
Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando
cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
3.-
En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita
circular alrededor del núcleo.
4.-
Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el
momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.
Vemos
pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900.
La
teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto
explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión,
pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradicación de un cuerpo
sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico
no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores.
Así,
en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda
electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba
con la misma frecuencia.
Aplicando
esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la
dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar
alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos
estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón
sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.
Por
otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros
discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el
hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una
determinada frecuencia.
¿Por
qué un elemento emite solamente cierta frecuencia ? Veamos la respuesta:
En
condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles
de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que
un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se
llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y
desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual
a la diferencia de la que tienen los dos niveles.
La
energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del
electrón libre.
Al
aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados
satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los
espectros de estos átomos.
El
modelo de Thomson presentaba un átomo estático
y
macizo. Las cargas positivas y negativas estaban
en
reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones
estaban
incrustados en una masa positiva como las pasas en
un
pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámico
y
hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica
inestable.
El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford,
pero
conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la
noción
de cuantificación y junto con ella a la idea de que la
física
de los átomos debía ser diferente de la física clásica.
Propiedades
del Átomo.
Atendiendo
a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían.
Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de
valencia que poseen distintos números atómicos poseen características
similares.
Los
átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas
subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los
electrones.
Las
partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los
neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen
electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con
carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas
estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27
kg.
Con
estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no
pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo que
fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula
era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón
(1,6748210-27kg.).
Situados
en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables
de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El modelo de
Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores.
Para explicar estos y otros fenómenos ha surgido la mecánica cuántica. Aquí
como en el modelo de Bohr, un electrón atómico sólo puede ocupar determinados
niveles de energía. Ahora bien cada nivel de energía posee uno o más subniveles
de energía.
El
primer nivel de energía principal, n =1, posee un subnivel; el segundo posee
dos, el tercero tres y así sucesivamente.
En
el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al núcleo siguiendo órbitas
circulares, pero hoy sabemos que un electrón en un subnivel de energía dado se
mueve aunque la mayor parte del tiempo se encuentra en una región del espacio
más o menos definida, llamada orbital.
Los
orbitales se nombran igual que su subnivel de energía correspondiente.
La
energía radiante, o radiación electromagnética, que el Sol llega a la Tierra a
través del espacio, en forma de ondas. El resultado de la separación de los
componentes de distinta longitud de onda de la luz o de otra radiación forman
el espectro electromagnético.
Las
radiaciones electromagnéticas se dividen en distintos tipos (rayos gamma, rayos
X, ultravioleta, etc. según el valor de lo que se denomina "longitud de
onda", que es la distancia entre dos crestas consecutivas de la onda.
Cuando
un haz de luz formado por rayos de distinta frecuencia atraviesa un prisma
óptico, se dispersan en las diferentes radiaciones que se recogen en una
pantalla en forma de espectro. El espectro puede ser estudiado en laboratorios
gracias al espectrógrafo, un aparato que consta fundamentalmente de una rendija
por la que entra el haz de luz, una lente, un prisma de dispersión y una placa
fotográfica, estos se empezaron a utilizar a partir de 1859.
Los
espectros pueden ser continuos o discontinuos. Los espectros continuos son los
que abarca toda la frecuencia de las radiaciones que tienen pasando de una a
otra gradualmente, sin saltos. La luz blanca tiene un espectro continuo,
formado por siete colores (rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul, añil y el
violeta) y cada uno de ellos corresponde a radiaciones de una frecuencia
determinada; cuando termina un color empieza otro, sin que, entre ellos, hayan
ninguna zona oscura. En cambio, los elementos gaseosos de un tubo de descarga
emite una luz que posee un espectro discontinuo, es decir, sólo contiene
determinadas radiaciones, que aparecen en forma de rayas entre las cuales hay
una zona oscura.
Cuando
se descubrieron los rayos X y se observó la fluorescencia que estos rayos
producían en las paredes del tubo de vidrio, Becquerel se dedicó a investigar
si la fluorescencia iba acompañada siempre de radiaciones. Obtuvo los primeros
resultados en 1896 al comprobar que el sulfato de uranilo y potasio emitían
unas radiaciones que impresionaban las placas fotográficas, atravesaban cuerpos
opacos e ionizaban. El aire. La emisión de estas radiaciones no implicaba que
el cuerpo estuviera expuesto a la luz, pues también se producían en la
oscuridad.
Además
los espectros también pueden ser el espectro de masas (el que resulta de la
separación de un elemento químico en sus distintos isótopos.
El
espectro de la luz blanca está constituido por una sucesión de colores (colores
del espectro), cada uno de los cuales corresponde a una longitud de onda bien
precisa.
Un
espectro puede ser: de emisión, cuando se obtiene a partir de la radiación
directamente emitida por un cuerpo; de absorción, cuando es el resultante del
paso de la radiación a través de un determinado absorbente.
Se
distingue también entre: discretos, o de rayas, constituidos por una serie de
líneas aisladas; continuos, que contienen todas las longitudes de onda entre
dos límites, y de bandas, constituidos por una serie de zonas continuas
separadas por espacios oscuros.
Los
átomos producen espectros de líneas, las moléculas de bandas y los sólidos y
líquidos espectros continuos.
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