La evolución de los modelos Atómicos La historia del átomo es un ejemplo del MÉTODO CIENTÍFICO: CIENTÍFICO: se idean modelos de como creemos que es la realidad de la materia, un evento o un fenómeno, que son válidos si explican hechos conocidos y previenen otros desconocidos, y dejan de ser válidos cuando nuevos resultados experimentales no concuerdan con el modelo. Esto es lo que ocurrió con la idea de átomo (y posiblemente la historia continúe...).
UN MODELO ATÓMICO es una representación que describe las partes que tiene un átomo y cómo están dispuestas para formar un todo. Veamos los distintos modelos que han ido surgiendo: 1. Modelo atómico de Dalton En el año de 1808, Dalton estableció su teoría de que la última división de la materia es el átomo, que quiere decir a, privativa, tome división. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, atómica, para explicar las leyes de la Química, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.
Los aspectos principales del modelo y la teoría de Dalton que son todavía útiles son: - Toda la materia está formada por partículas extraordinariamente diminutas, llamadas átomos. - Todos los átomos de cualquier elemento son semejantes entre si particularmente en peso, pero diferentes de todos los demás elementos. - Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre si. - Los átomos permanecen indivisibles, incluso en la reacción química. A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un avance cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de
la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer la existencia de dichas partículas. Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos y los átomos compuestos, las moléculas. Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría acerca de la misma. Distintas experiencias demostraban que la materia podía ganar o perder cargas eléctricas. Por lo tanto, la pregunta era: ¿LAS CARGAS ELÉCTRICAS FORMAN PARTE DE LOS ÁTOMOS? 2. El modelo atómico de Thomson
Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos no son indivisibles, pues se componen de varios tipos de partículas elementales. La primera en ser descubierta fue el electrón en el año 1897 por el investigador Sir Joseph Thomson, quién recibió el Premio Nobel de Fisca en 1906. J.J. Thomson encontró que en los átomos existe una partícula con carga eléctrica negativa, a la que llamó electrón. Pero como la materia solo muestra sus propiedades eléctricas en determinadas condiciones (la electrolisis, la adquisición de carga eléctrica cuando frotamos los cuerpos …), debemos suponer que es neutra. Así: “El átomo es una esfera maciza de carga positiva en la que se encuentran incrustados los electrones”
Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas. Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a una sandía o a las pasas en un pastel (modelo pudin de pasas). Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
3. El modelo atómico de Perrin Jean Perrin, físico francés, fue autor de varios trabajos sobre la constitución del átomo. Premio nobel 1926. Perrin modifico el modelo de Thomson, sugiriendo que las cargas negativas son externas al budín positivo.
4. El modelo atómico de Rutherford El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajos realizados en la Universidad de Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre los años 1909 a 1911. El experimento utilizado consistía en dirigir un haz de partículas de cierta energía contra una plancha metálica delgada, de las probabilidades que tal barrera desviara la trayectoria de las partículas, se dedujo la distribución de la carga eléctrica al interior de los átomos.
Basado en los resultados de su trabajo, demostró la existencia del núcleo atómico. Rutherford (19011) sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. La más serias de las objeciones encontradas a este modelo fue que casi todo el átomo estaría asociado con electricidad positiva y el átomo debería de tener una gran masa atómica. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear. Los aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford son: - El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva. - El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una corona alrededor del núcleo. - La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona. - Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva (explica los diferentes rayos).
- El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del
núcleo, que genera una fuerza centrífuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su órbita. - El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor. El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales.
El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y no del electrodo positivo. Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.
Rutherford postuló que: El núcleo contiene protones en número igual al de electrones del átomo. Los electrones giran a mucha velocidad en torno al núcleo y están separados de éste por una gran distancia. La suma de la masa de los protones y de los electrones no coincide con la masa total del átomo, por lo que Rutherford supuso que en el núcleo tenía que existir otro tipo de partículas. Posteriormente, James Chadwick en 1932 descubrió estas partículas sin carga, y masa similar a la del protón, que recibieron el nombre de neutrones. A partir de 1932 se han descubierto buen número de partículas que desprenden los átomos en determinadas circunstancias, pero el electrón, protón y neutrón, son consideradas como las tres partículas fundamentales, componentes permanentes de los átomos de todas las sustancias.
5. Modelo atómico de Bohr En 1913 Neils Borh consiguió explicar el espectro de hidrógeno. Su éxito se debió al aplicar la teoría cuántica de Planck y al modelo de Rutherford. Bohr propuso que el átomo estaba cuantizado, es decir que sólo podía tener unas cantidades de energía permitidas. Esto implicaba que el electrón sólo podía girar en unas orbitas determinadas. Para salvar la contradicción existente entre la teoría de electromagnética (leyes de Maxwell) y el modelo planetario del átomo de Ruteherford, Bohr propuso tres postulados: Primer postulado En su movimiento circular alrededor del núcleo, el electrón no emite energía. Segundo postulado En su giro alrededor del núcleo únicamente son posibles aquellas órbitas para las cuales el momento angular L sea un múltiplo de h/2. Es decir, el radio de la órbita del electrón está cuantizado
Tercer postulado: Al pasar un electrón de una órbita a otra absorbe o emite energía en forma de fotón cuya frecuencia se obtiene a partir de la ecuación de Planck. La gran diferencia entre este y el anterior modelo es que en el de Rutherford los electrones giran describiendo órbitas que pueden estar a una distancia cualquiera del núcleo, mientras que en el modelo de Bohr sólo se pueden encontrar girando en determinados niveles.
Bohr propuso una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este elemento. A continuación se presentan los postulados de este modelo: - El átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón. - El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares, solo puede recorrer una órbita fija a la que llamo orbita estacionaria y al hacerlo, no pierde energía. Sin embargo un electrón puede “saltar o brincar” de un nivel de energía a otro.
Cuando un electrón desciende o cae a un nivel de energía, se emite la diferencia de energía como un cuanto de energía. Si el salto es un nivel a otro de más alta energía, debe ser absorbida la energía entre los dos niveles. - El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se mueve. - El electrón sólo puede encontrarse en ciertas órbitas circulares permitidas. Estas órbitas se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan
dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con la letra n con un valor de n=1, n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7. La letra n representa los radios de las orbitas y posteriormente se llamaron numero cuántico principal y ahora parámetro cuántico energético fundamental.
Correspondencia entre el modelo atómico de Bohr y el espectro atómico del hidrógeno. Series de líneas espectrales: encontradas por diversos autores al excitar el átomo de hidrogeno, cada línea del diagrama indica las transiciones electrónicas de los estados excitados, según la mayor o menor energía que tenga el electrón Las leyes de la física clásica no podían explicar porque los átomos tienen niveles definidos de energía, Bohr se vio obligado a declarar que las leyes físicas clásicas no tienen aplicación a cosas tan pequeñas como los átomos y sugirió, en cambio una teoría cuántica de la estructura atómica. El éxito de la Teoría de Bohr para explicar los hechos experimentales del espectro del hidrogeno no se repitió con ningún otro elemento. Una de las razones que explican esta falla de la teoría de Bohr a sistemas mas complicados a los del hidrogeno, es que esta teoría no puede extenderse a las interacciones electrón -electrón en átomos de muchos electrones. 6. El modelo actual: llamado mecánico-cuántico
Aquí se sustituye la idea de que el electrón se sitúa en determinadas capas de energía por la de orbital: zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. A continuación se presenta una breve reseña los de principales sucesos históricos y autores que contribuyeron al desarrollo del modelo atómico actual. En 1916,
Sommerfeld modificó el modelo de Bohr con la ayuda de la teoría de la relatividad de Einstein, considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón. La elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia.
Los cálculos de Sommerfeld llevaron a la introducción de un segundo número cuántico que describe la forma de la órbita que describe el electrón. El número cuántico secundario se representa por la letra l y puede tomar los siguientes valores: l = 0 hasta n-1. Aunque mejoro notablemente el modelo de Bohr, no explico los fenómenos electrónicos que en aquella época parecían indescifrables (efecto Zeeman normal, efecto Stark, efecto Faraday, efecto Kerry). En 1926, Schrödinger , partiendo de ideas de Plank y Luis Broglie (naturaleza ondulatorio de la materia) y las matemáticas de William Rowam Hamilton, desarrollo un modelo matemático en donde aparecen tres parlamentos: n, l y m, donde m está relacionado con el impulso magnético del electrón.
La función de onda
normalmente se obtiene introduciendo tres factores Ρ,Ө,Ф, los cuales a su vez son funciones de tres coordenadas, ρ, θ, Ф, que están Ψ
caracterizados por los tres parámetros n, l, m y que se denominan parámetros cuánticos. Con las ecuaciones de Schrödinger, el concepto de orbita o de trayectoria definida se desvanece, pero Born interpreta el significado físico de la función de onda de Schrödinger,y hace una comparación con la interpretación de Maxwell, para el campo eléctrico. Born establece que el cuadro del módulo de la función de onda de Schrödinger, indica solamente la manifestación probabilística electrónica, corpuscular u ondulatoria, según las circunstancias experimentales. Heisenberg, al mismo tiempo que Schrödinger, con base en las ideas de Planck y de De Broglie, pero con el empleo de matemáticas distintas a las aplicadas por. Schrödinger, -Algebra de matrices- establece el principio de incertidumbre que nos explica por qué no se puede describir la trayectoria exacta del electrón en una región espacio-energética y por qué de la región solo debemos conformarnos con tener una idea bastante aproximada de la región espacio energética de manifestación probabilística electrónica (abreviado reempe), nombre actual de
lo que desventuradamente se denominó orbital, arrastrando los conceptos de Bohr-Sommerfeld. Las ecuaciones de Schrödinger y las ecuaciones de Heisenberg son indeterminadas, y para resolverlas, es necesario apegarse a las restricciones de Diofanto de Alejandra para este tipo de ecuaciones, donde aparecen números enteros y positivos en su solución. Al aplicar esas ecuaciones se deben tener en cuenta las restricciones de Pauli establecidas en la época de Bohr, que nos indican que cada uno de los electrones, en la vecindad del núcleo, debe esta necesariamente caracterizado por la combinación particular y exclusiva de cuatro parámetros cuánticos y para el caso del electrón diferencial, esta combinación “minimiza” su estado espacio -energético, lo que permite que cada región espacio energética de manifestación probabilística electrónica (reempe) pueda ser ocupada por dos electrones como máximo. Pauli proporciono el principio de orden necesario para que los resultados obtenidos por Bohr, Schrödinger y Heisenberg estuviesen en concordancia con los hechos innegables expresados en las clasificaciones periódicas de los elementos de Mendeleev y Moseley. En el fondo, los trabajos de Schrödinger y Heisenberg coinciden, y de ellos nace la mecánica ondulatoria y la mecánica cuántica.
Dirac y Jordan son los que ampliaron los conocimientos previos, incorporando de la teoría general de la relatividad, de Einstein, a la mecánica ondulatoria, y precisamente en sus ecuaciones es donde aparece el cuarto parámetro con características cuánticas denominado s , además de los ya conocidos n, l, m. Actualmente la ecuación de Dirac y Jordan es la que describe con mayor exactitud la distribución electrónica en la vecindad del núcleo aprovechando el concepto de regiones espacio-energéticas de manifestación probabilística electrónica (reempe) y al hacerlo, exige el concepto spin. Que con anterioridad a Dirac y Jordan, ya habían postulado Uhlenbeck y Goudismit atribuyéndolo al sentido de rotación del electrón sobre su propio eje, para satisfacer el principio de Pauli.
No es para causar sorpresa que Bohr- Sommerfeld, Planck, De Broglie, Schrödinger, Dirac y Jordan, hayan tenido que usar el concepto impulso para establecer sus teorías y ecuaciones, ya que el concepto impuso es el que relaciona los conceptos tiempo, espacio-energía y materia. Heisenberg estableció el principio de incertidumbre al estudiar las interacciones materia- energía Einstein estableció la teoría general de la relatividad al estudiar las interacciones espacio-tiempo. El razonamiento de Dirac y Jordan, al modificar los estudios de Schrödinger , que tratan las interacciones entre materia, energía, tiempo y espacio y naturalmente, Dirac acepta la cuantización establecida previamente por Planck, además de fenómeno onda asociada a De Broglie.
