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EDUCACIÓN
Teorías Atómicas
Introducción.
Cada sustancia del
universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y hasta
las estrellas más lejanas, están enteramente formada por pequeñas
partículas llamadas átomos.
Son tan pequeñas que
no son posible fotografiarlas. Para hacernos una idea de su tamaño,
un punto de esta línea puede contener dos mil millones de átomos.
Estas pequeñas partículas
son estudiadas por la química, ciencia que surgió en la edad media y
que estudia la materia.
Pero si nos adentramos
en la materia nos damos cuenta de que está formada por átomos. Para
comprender estos átomos a lo largo de la historia diferentes científicos
han enunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender la
complejidad de estas partículas. Estas teorías significan el
asentamiento de la química moderna.
Como ya hemos dicho
antes la química surgió en la edad media, lo que quiere decir que ya
se conocía el átomo pero no del todo, así durante el renacimiento
esta ciencia evoluciona.
Posteriormente a fines
del siglo XVIII se descubren un gran número de elementos, pero este
no es el avance más notable ya que este reside cuando Lavoisier da
una interpretación correcta al fenómeno de la combustión.
Ya en el siglo XIX se
establecen diferentes leyes de la combinación y con la clasificación
periódica de los elementos (1871) se potencia el estudio de la
constitución de los átomos.
Actualmente su objetivo
es cooperar a la interpretación de la composición, propiedades,
estructura y transformaciones del universo, pero para hacer todo esto
hemos de empezar de lo más simple y eso son los átomos, que hoy
conocemos gracias a esas teorías enunciadas a lo largo de la
historia. Estas teorías que tanto significan para la química es lo
que vamos a estudiar en las próximas hojas de este trabajo.
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.
Vocabulario.
Indivisible: Que no se
puede dividir.
Subatómica: Dícese de las partículas que constituyen el átomo y de
todas las partículas elementales así como de sus fenómenos característicos.
Electrostática: Parte del electromagnetismo que estudia los campos eléctricos
producidos por cargas en reposo, tanto en el vacío como en la
materia. Su ley fundamental es la de Columb.
Electromagnetismo: Parte de la física que engloba el estudio de los
fenómenos eléctricos y magnéticos.
Cuántico: Magnitudes físicas que sólo pueden tomar ciertos valores
discretos.
Espectros: Resultado de la separación de los componentes de distinta
longitud de onda de la luz o de otra radiación electromagnética.
Irradiación: Despedir un cuerpo de rayos de una energía, como luz,
calor, etc.
Análogo: Relación de semejanza entre dos cosas distintas.
Inducir: Ascender lógicamente el entendimiento desde el conocimiento
de los casos o hechos particulares a la ley o principio general.
Neutro: Que no posee carga eléctrica.
Constatación: Comprobar un hecho, establecer su veracidad o dar
constancia de él.
Isótopo: Cuerpo que ocupa el mismo lugar que otro en el sistema periódico,
por tener las mismas propiedades químicas. Los núcleos tienen igual
número atómico, pero distinta masa.
Difracción: Fenómeno característico de las propiedades ondulatorias
de la materia, por el cual un obstáculo que se opone a la propagación
libre de las ondas se presenta como fuente secundaria que emite ondas
derivadas en todas direcciones.
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