EL ÁTOMO SE PUEDE DIVIDIR (Ver también https://elgatoylacaja.com.ar/a-darle-atomos/?utm_content=bufferfacc6&utm_medium=social&utm_source=facebook.com&utm_campaign=buffer)
La teoría atómico - molecular de
Dalton y Avogadro, parecía explicar todos los fenómenos y leyes conocidos hacia
principios del siglo XIX por lo cual, la idea de un átomo indivisible e
indestructible, se constituyó en un paradigma de la ciencia de ese tiempo. Sin
embargo, ya a mediados del mismo siglo, se produjeron algunos descubrimientos
que llevaron a sospechar de la validez de la misma. Entre 1833 y 1834, Miguel
Faraday enunció las leyes que llevan su nombre con respecto a la descomposición
de sustancias por medio de la corriente eléctrica (electrólisis), de las cuales
parecía desprenderse la idea de que la electricidad estaba formada por
partículas muchísimo más livianas que el átomo. En 1869, Mendeleiev publicó su
Tabla Periódica, a partir de la cual comenzó a sospecharse que los átomos
debían tener algo en su interior que justificara la regularidad y periodicidad
de las propiedades de los elementos.
RAYOS CATÓDICOS
RAYOS CATÓDICOS
Por esta misma época, los avances
tecnológicos permitieron investigar la descarga eléctrica en gases a baja
presión en tubos de vidrio transparentes que se llamaron tubos de Plucker o de
Crookes.
Como resultado de estas experiencias,
hacia fines de siglo se descubrieron los Rayos Catódicos, una radiación invisible
que se desprendía del cátodo y al chocar contra la pared de vidrio del tubo la
volvía fosforescente. Pudo saberse que salía del cátodo y se propagaba en línea
recta en dirección perpendicular al mismo, ya que eran capaces de proyectar una
sombra nítida en la pared opuesta al cátodo aún cuando el ánodo se colocara en
otro lugar.
Estaba formada por corpúsculos materiales con masa y energía
cinética ya que eran capaces de mover un molinillo en el interior del tubo.
(Ver gráfico A).
Estos corpúsculos tenían carga eléctrica negativa ya que eran
atraídos por placas positivas colocadas en las inmediaciones del tubo (Ver
gráfico B)
Estaba formada por corpúsculos materiales con masa y energía
cinética ya que eran capaces de mover un molinillo en el interior del tubo.
(Ver gráfico A).
Trabajando con estos rayos, en 1897,
Juan José Thomson logró medir la relación entre la carga eléctrica y la masa y
determinó que la misma no depende de la naturaleza del cátodo ni del gas que
hubiera en el tubo, verificando así el carácter corpuscular (material) y
eléctrico de esta partícula que coincidía con la que Stoney, en trabajos
derivados de las leyes de Faraday, había
llamado electrón. Estos trabajos de Thomson se consideran el descubrimiento del
electrón y por ellos recibió el premio Nobel en 1906. La determinación directa
de la carga del electrón fue realizada por varios métodos unos años más tarde,
hasta que en 1910, Millikan logró establecerla con altísima precisión en una
experiencia con una gota de aceite suspendida por acción de un campo eléctrico,
que le valió el premio Nobel de Física en 1923.
RAYOS CANALES O POSITIVOS
Trabajando con tubos de descarga como
los anteriores pero con el cátodo perforado, se observó la aparición de una
luminosidad detrás del cátodo, a la que Goldstein en 1886 llamó rayos canales.
A diferencia de los catódicos, estos rayos eran diferentes en masa, carga,
energía y color, según cual fuera el gas que se encontrara en el tubo al
momento de realizar el vacío. Hoy sabemos que estos rayos son producidos por
los iones positivos de los átomos del gas interior, que al ser chocados por los
electrones de los rayos catódicos, pierden uno o más electrones del último
nivel y quedan con carga positiva. Así son atraídos por el cátodo acelerándose
hacia él, atraviesan las perforaciones y se frenan detrás, emitiendo luz al
perder energía. De las mediciones realizadas por Thomson de manera similar a
los electrones, se estableció que la carga específica de los rayos canales para
cualquier gas, era siempre un número que mantenía una relación constante con la
que se medía para el hidrógeno, de lo
que se pudo deducir que todos los átomos estaban formados por partículas
positivas iguales a la que forma el átomo de hidrógeno pero en cantidades
diferentes.
También pudo establecerse que la carga positiva de estas partículas
era idéntica en valor absoluto a la del electrón pero que su masa era 1837
veces superior, es decir equivalente a la masa del átomo de hidrógeno. El hecho
de que esta partícula fuera determinante en la naturaleza de cada elemento
químico hizo que se la llamara PROTÓN (proto = origen).
También pudo establecerse que la carga positiva de estas partículas
era idéntica en valor absoluto a la del electrón pero que su masa era 1837
veces superior, es decir equivalente a la masa del átomo de hidrógeno. El hecho
de que esta partícula fuera determinante en la naturaleza de cada elemento
químico hizo que se la llamara PROTÓN (proto = origen).
MODELOS ATÓMICOS DE THOMSON
A la luz de estos descubrimientos quedaba
claro que el átomo no era aquella partícula indivisible propuesta por Dalton a
principios del siglo, por lo que comenzaron a plantearse distintas hipótesis
sobre su composición.
Con el descubrimiento del electrón, Thomson planteó su primer modelo de un átomo con electrones, imaginándoselo como una partícula de masa y carga positiva en la que se encontrarían los electrones incrustados “como las pasas de uva en un budín”, en número tal que neutralicen la carga eléctrica del átomo.
Con el descubrimiento del electrón, Thomson planteó su primer modelo de un átomo con electrones, imaginándoselo como una partícula de masa y carga positiva en la que se encontrarían los electrones incrustados “como las pasas de uva en un budín”, en número tal que neutralicen la carga eléctrica del átomo.
Sin embargo, al descubrirse el protón,
este modelo volvió a cambiarse por uno en el que el átomo estaba formado por
una acumulación de protones y electrones en igual cantidad.
RADIACTIVIDAD
En 1896, en forma paralela a los
descubrimientos mencionados, Henri Antoine Becquerel, descubrió lo que se dio
en llamar radiactividad natural. Trabajando con los fenómenos de fluorescencia
producidos por ciertos minerales de uranio, descubrió una radiación que era
capaz de velar las placas fotográficas aún cuando las envolviera en papel oscuro.
Sus trabajos interesaron a los esposos Pierre y Marie Curie, quienes dedicaron
largos años a esta investigación descubriendo elementos como el Radio, el
Polonio y otros. Sin embargo fue Ernest Rutherford quien en 1903 usando campos
magnéticos intensos, demostró que este nuevo fenómeno se debía a tres tipos
diferentes de radiaciones a la que se llamó a, b y g. Los rayos b tenían
masa y carga negativa y eran fácilmente desviados por el campo magnético, los
rayos a tenían masa muy superior y carga
positiva y sólo se desviaban en campo magnéticos muy fuertes mientras que lo
rayos g no
tenían masa ni carga y por lo tanto no eras desviados por los campos eléctricos
y magnéticos.
Estos descubrimientos confirmaron la
existencia de los electrones y los protones, ya que las partículas b- tenían
la misma masa y carga eléctrica que los rayos catódicos, aunque mucho mayor
energía cinética, (velocidad), mientras que las partículas a+2 eran
iguales en masa y carga a los rayos canales cuando el gas que ocupaba el tubo
era helio.
EXPERIENCIA DE RUTHERFORD
Siguiendo sus investigaciones sobre la
radiactividad, en 1911, Rutherford solicita a sus alumnos H. Geiger y E.
Marsden, realizar la experiencia que hoy lleva su nombre.
Colocaron una lámina de oro muy fina y
la bombardearon con un haz delgado de partículas a
provenientes de una fuente de Uranio. Rodearon la lámina con pantallas
detectoras de estas partículas, que ante el choque de las mismas emiten un
destello luminoso.
El resultado de la experiencia fue que
la mayor parte de las partículas pasaban por la lámina sin sufrir ninguna desviación,
pero unas pocas se desviaban inclusive en ángulos muy grandes, lo que no tenía
una explicación sencilla. Para explicarlo, Rutherford propone que:
1) En el átomo hay mucho espacio
vacío, por eso la mayor parte de las partículas siguen sin desviarse.
2) Las cargas positivas están muy
concentradas en el centro del átomo, por eso unas pocas partículas alfa que en
su recorrido pasan cerca del núcleo son desviadas por la repulsión electrostática
del mismo, mientras que las muy pocas que viajaban directamente a chocar contra
un núcleo, eran repelidas hacia atrás provocando esas grandes desviaciones.
3) Este núcleo con todas las cargas
positivas debe tener un tamaño muy inferior al del átomo pero concentrar toda
la masa del mismo. En efecto, mediciones posteriores demostraron que mientras
el tamaño del átomo es del orden de 10-10m, el del núcleo es del orden de 10-14m (10 mil veces menor),
4) Dado
que los átomos son neutros, deben tener la misma cantidad de protones que de
electrones y estos electrones deben estar en el espacio vacío que lo rodea al
núcleo.
Sin embargo la
propuesta de Rutherford dejaba varios temas sin resolver. Por ejemplo, los
protones siendo todos positivos, debían rechazarse ¿cómo estaban entonces todos
juntos?. Además, la cantidad de protones detectados en el núcleo resultó ser
cerca de la mitad de la masa del átomo, ¿qué era la otra mitad?. Y también, los
electrones siendo negativos, se mantenían alejados del núcleo, ¿por qué no
caían hacia él?. Para esta última cuestión, la respuesta más evidente parecía
ser que los electrones estaban girando a gran velocidad y la fuerza centrífuga
de ese giro contrarresta la fuerza de atracción del núcleo. Sin embargo se
sabía por experiencias anteriores en electricidad, que una carga eléctrica no
puede moverse en el campo eléctrico de otra sin perder energía, por lo tanto,
si el electrón, que es una carga eléctrica, se mueve en el campo eléctrico
generado por el núcleo, debe perder energía y girar cada vez más lento, hasta
caer definitivamente al núcleo, cosa que a la luz de la experiencia de
Rutherford no podía ser. ¿qué ocurría entonces?.
EL ATOMO DE BOHR
En 1913 Niels Bohr propone una teoría
revolucionaria que resuelve esta cuestión basándose en el análisis de los
espectros de bandas de emisión y absorción de luz estudiados por la
Espectroscopia, y aplicando al átomo la "teoría cuántica" de Planck.
Según esta última
teoría, la energía no se produce ni se transmite en forma continua como se
creía, sino en pequeñas unidades discretas llamadas CUANTOS, como una especie
de paquetes de energía de valor determinado, proporcional a la frecuencia de la
radiación, de modo que no se puede tener nunca una fracción de un paquete, sino
cantidades enteras de "cuantos". Esta teoría nació por cuestiones
totalmente ajenas al átomo y en ámbitos científicos diferentes, pero Bohr
encontrará que con ella se puede explicar el giro de los electrones sin caer
hacia el núcleo, ya que, al no perder energía el electrón podrá dar un giro
completo sin acercarse al núcleo. De acuerdo con esto propondrá (en concreto
para el átomo de hidrógeno, pero sus conceptos puede hacerse extensivos a los
demás átomos con las debidas correcciones):
1) Los electrones
giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias estables, sin perder ni
ganar energía.
2) En este estado
de estabilidad, la energía del electrón es mínima y por lo tanto su radio es el
menor.
3) Si una causa externa (calor,
electricidad, choque, etc.) lo excita, un electrón puede absorber uno o más
cuantos enteros de energía, pasando a una órbita más alejada y de mayor
energía, y quedando excitado e inestable.
4) En este estado de excitación el
electrón no puede permanecer mucho tiempo y caerá a su órbita original
emitiendo un cuanto de energía que se manifiesta generalmente como luz visible.
5) La diferencia de energía entre un
nivel y otro está dada por un número entero de cuantos y es proporcional a la
frecuencia de la luz irradiada por el átomo al volver su electrón a su estado
fundamental.
E1 – E2 = h . f
Donde E1 y E2 son las
energías de los niveles 1 y 2; "h" es la constante de Planck;
"f" es la frecuencia de luz emitida; "E1 – E2" es la diferencia de
energía entre los dos niveles y "h.f" es la energía del cuanto
emitido.
EL NEUTRÓN
El problema de que las cargas del
núcleo fueran la mitad de la masa del átomo, tuvo varios intentos de
explicación, pero la solución definitiva apareció cuando en 1932, Chadwick
descubrió una nueva partícula desconocida hasta entonces aunque prevista por
algunos, que sin carga eléctrica (neutra), tenía una masa similar a la del
protón, y estaba junto con él en el núcleo del átomo y a la que se denominó
NEUTRÓN.
La presencia de esta partícula y su
interacción con los protones permitió tiempo después que Yukawa postulara la
existencia de fuerzas de atracción muy intensas de una naturaleza diferente a
las eléctricas y que se producen entre protones y neutrones o entre los
neutrones entre sí o entre los protones entre
sí, de modo que un núcleo será estable cuando las fuerzas de atracción
nucleares propuesta por Yukawa equilibren las fuerzas de repulsión eléctrica
entre los protones. De aquí que sea imposible un núcleo formado por más de dos
protones si no hay con ellos neutrones que al no tener carga eléctrica aportan
fuerzas de atracción y no de repulsión.
El conocimiento tanto de la estructura
electrónica como nuclear del átomo no se ha detenido y en la actualidad se
tiene una idea muy acabada y compleja del mismo que escapa a nuestro nivel de
estudio. Sin embargo veremos sintéticamente los puntos sobresalientes del
modelo atómico aceptado en la actualidad.
MODELO ATÓMICO MODERNO
A la luz de las experiencias
mencionadas antes y de muchas otras realizadas luego, hoy sabemos que el átomo
tiene una estructura compleja que debe explicarse atendiendo a la teoría de la
relatividad, de Einstein, a la mecánica cuántica y ondulatoria desarrolladas
por De Broglie, Heisemberg y Schrödinger según la cual, así como la energía está
cuantificada, las partículas tienen una onda asociada por lo que les son
permitidos determinados estados energéticos, pero este modelo tiene un
desarrollo matemático de gran complejidad. Quedándonos con los aspectos físicos
del mismo podemos resumir que:
1) El átomo tiene un núcleo central
donde se ubican los protones y los
neutrones.
2) Los protones son partículas
positivas de masa similar a la del átomo de hidrógeno que se encuentran en el
núcleo y su número determina las propiedades de un elemento. Este número se
llama número atómico
"Z" y es igual al número de electrones.
3) Los neutrones son partículas
neutras de masa similar a la de los protones que se encuentran con ellos en el
núcleo. Su número puede variar en átomos de un mismo elemento. El número total
de protones más neutrones (nucleones) se llama NÚMERO MÁSICO "A".
4) Los átomos de un mismo elemento
tienen todos el mismo número de protones (número atómico), pero pueden tener
distinto número de neutrones y por lo tanto distinto número másico (A); Se
llaman isótopos los átomos de un
mismo elemento que tienen distinto número másico; es decir que teniendo el
mismo número de protones tienen distinto número de neutrones.
5) Los electrones
son partículas negativas, de masa 1836 veces menor que la de los protones que
se encuentran girando alrededor del núcleo en niveles de energía estables a
distintas distancias del núcleo. El concepto de nivel de energía ha cambiado en
los últimos años según se fueron conociendo mejor.
6) Existen 7 niveles de energía o
capas electrónicas estables, que se diferencian por su distancia al núcleo y
cuya energía crece a medida que se aleja del núcleo hasta hacerse cero para un
electrón que se encuentre fuera del átomo. Estas capas se designan mediante
números corridos del 1 al 7 ó por letras mayúsculas K, L, M, N, O, P, Q.
7) Los electrones pueden saltar de un
nivel inferior de menor energía a otro más alejado, de mayor energía
absorbiendo un cuanto y excitándose, para luego caer a su nivel fundamental
emitiendo un cuanto en forma de luz visible o infrarrojo o ultravioleta cuya
frecuencia está dada por la diferencia de energía entre los niveles.
8) Cada nivel de energía se completa
con un número determinado de electrones.
9) Cada nivel Está formado por
subniveles de distintas formas que se designan con las letras minúsculas s, p,
d, f. El concepto de subnivel fue introducido por Sommerfeld como extensión del
modelo de Bohr para explicar los espectros de átomos diferentes al hidrógeno.
10) El último nivel puede tener sólo los
subniveles s y p que suman 8 electrones por lo que este número se constituye en
el máximo de electrones que puede haber en el mismo.
11) Todos los átomos tienen la
tendencia natural de completar su última órbita con los ocho electrones, cuando
tienen menos de ese número. Esto se conoce como TEORIA DEL OCTETO y es
fundamental para entender las uniones de los átomos en las moléculas, ya que
los electrones del último nivel son los que intervienen en dichas uniones y se
llaman por eso ELECTRONES QUÍMICOS.
12) Cada subnivel genera un campo
magnético que se orienta en el espacio ante la acción de otro campo magnético
exterior en diferentes direcciones que constituyen los orbitales en los que se
mueve el electrón.
13) Según el Principio de
Incertidumbre o de Indeterminación propuesto por Werner Heisemberg, es
imposible conocer con precisión la posición e impulso (velocidad) de una
partícula simultáneamente, de modo que, cuanto más seguros estemos de su
ubicación, menos sabremos de su velocidad o energía cinética y viceversa. Por
este motivo los niveles, subniveles y orbitales se definen en la actualidad
como zonas de alta probabilidad de encontrar a los electrones.
14) Cada electrón, además de girar
alrededor del núcleo tiene un movimiento de rotación sobre su propio eje que se
denomina ESPIN y se designa con valores
+½ ó –½.
15) En un mismo orbital no puede haber
más de dos electrones, y la mayor estabilidad se produce cuando hay dos
electrones de espín contrario.
Una descripción matemática de la
ubicación de cada electrón en el átomo, la dan los Números Cuánticos y el
principio de exclusión de Paulí.
