Descubrimiento de las Partículas Subatómicas

Rayos Catódicos y Electrones

Goldstein observó que al producir una descarga de alta tensión en tubos con baja presión, aparecía frente al cátodo una luminosidad de color verde que llamó rayos catódicos. Estos rayos presentan las siguientes características:

• Se propagan en línea recta del cátodo al ánodo.
• Presentan un efecto mecánico.
• Producen sombras cuando se coloca un objeto en su trayectoria.
• Presentan naturaleza negativa.

Rayos Anódicos y Protones

Goldstein también descubrió en los tubos de descarga unos rayos con carga positiva en dirección opuesta a los rayos catódicos, llamados rayos anódicos. La partícula más pequeña de estos rayos fue el ion H+, llamado protón por Rutherford, y se llegó a la conclusión de que era la partícula elemental positiva.

Neutrones

Los neutrones no son estables fuera del átomo, su vida media es de 12,8 minutos.

El Modelo Atómico de Rutherford

Rutherford bombardeó láminas muy finas de diversos metales con partículas alfa de una sustancia radiactiva y observó lo siguiente:

• La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina sin desviarse, lo que indicaba que la materia y los átomos están casi totalmente vacíos.
• Aproximadamente 1 de cada 10.000 partículas alfa se desviaban, lo que indicaba que pasaban cerca de otra partícula de carga positiva y eran ligeramente repelidas.
• Fueron rarísimos los casos de partículas alfa que se reflejaban o rebotaban en la lámina, lo que indicaba que chocaban con el núcleo.

Principales aspectos del modelo de Rutherford:

• La carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo se encuentran concentradas en el núcleo.
• Fuera del núcleo y a grandes distancias de él, en igual número a las cargas positivas del núcleo, están los electrones.

Según este modelo, el átomo es una especie de sistema planetario, es un modelo nuclear.

El Espectro Electromagnético

El espectro es la descomposición de una radiación luminosa en las diversas radiaciones simples que la integran. Todo espectro consta de una serie de rayas coloreadas y se realizan con espectroscopios. Puede ser:

Espectro de Emisión

Resultan del análisis de la radiación emitida por cuerpos a altas temperaturas.

• Continuos: si contienen todos los colores del espectro visible, proceden de líquidos y sólidos.
• Discontinuos: si solo contienen algunos colores, de gases y vapores.

Los espectros discontinuos pueden ser:

• De rayas: si la franja coloreada se reduce a una línea, de gases y vapores en forma atómica.
• De bandas: si la franja es suficientemente ancha, proceden de gases y vapores.

Espectro de Absorción

Resulta del análisis de la luz emitida por un foco conocido siendo obligada a atravesar determinados sustancias.

• Continuos: la luz pasa a través de materia en estado líquido o sólido.
• Discontinuos: la luz pasa a través de sustancias en estado gaseoso.

La Hipótesis de Planck y el Efecto Fotoeléctrico

Hipótesis de Planck

La energía radiante se propaga en paquetes de energía cuyos tamaños son proporcionalmente a la frecuencia de la radiación. La energía presenta una estructura discontinua y no todas las energías están permitidas, solo aquellas que son múltiplos de h (constante de Planck).

Efecto Fotoeléctrico

Consiste en la emisión de electrones que experimentan los metales al ser sometidos a la acción de la luz, se transforma la energía luminosa en eléctrica.

El Modelo Atómico de Bohr

Bohr propuso tres postulados para su modelo atómico:

1. El átomo consta de una parte central muy pequeña en la que se encuentra la parte positiva y casi toda la masa (el núcleo) y una corteza mucho mayor en la que se encuentran los electrones describiendo órbitas circulares.
2. De las infinitas órbitas solo son posibles las estacionarias, de forma que los electrones situados en ellas no emiten energía. Cuanto mayor radio, mayor energía del electrón. Bohr determinó el radio de la primera órbita del átomo de hidrógeno y los demás venían dados por r=n^2·ro.
3. El electrón se mueve normalmente por la órbita correspondiente al menor nivel de energía, pero puede ser excitado a un nivel superior, aunque tendrá que volver a su nivel más bajo de energía. Solo en este caso el electrón pierde energía al saltar de una órbita superior a una inferior.

Con este modelo, Bohr determinó:

• Las posibles capas o niveles energéticos u órbitas.
• El número máximo de electrones contenidos en cada uno de ellos (2n^2).
• Explicó el espectro del átomo de hidrógeno.

Modificaciones de Sommerfeld

Sommerfeld propuso las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:

• Propone la posibilidad de órbitas elípticas.
• Propone que cada nivel de energía de Bohr se subdivide en subniveles de energía muy próximos entre sí, tanto como indica el número de niveles.
• Introdujo un número cuántico secundario (L) relacionado con la excentricidad de las órbitas.
• El número cuántico secundario puede tomar valores desde 0 hasta n-1.
• Cada valor de L corresponde a un subnivel de energía.

Principio de Incertidumbre y Orbitales Atómicos

Hipótesis de De Broglie

A cada partícula en movimiento le corresponde una onda cuya longitud de onda depende de la cantidad de movimiento de esa partícula.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Cuando se intenta cualquier medida se está introduciendo una perturbación mayor o menor, y esta modifica el estado del objeto medido. Este principio dice: es imposible conocer simultáneamente y con exactitud la posición y la cantidad de movimiento de una partícula elemental.

Orbitales Atómicos

Regiones del espacio caracterizadas por una determinada energía, donde la probabilidad de encontrar un electrón es superior al 99%.

Principios de Configuración Electrónica

Principio de Exclusión de Pauli

En un átomo cualquiera no pueden existir dos electrones con el mismo estado cuántico, es decir, con los 4 números cuánticos iguales. Los subniveles s, p, d y f pueden contener un máximo de 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente.

Principio de Aufbau

Los electrones entran en los niveles más bajos de energía, se van llenando de menor a mayor energía.

Regla de Hund

Cuando los electrones llenan orbitales de igual energía, lo hacen lo más desapareados posibles.

En la última capa puede haber como máximo 8 electrones, solo en los gases nobles.