Base Experimental de la Teoría Cuántica

Número Atómico: Número de electrones que es igual a su número de protones del elemento.

Número de Masa: Es la suma de protones y neutrones que contiene el núcleo.

Isótopo: Es el elemento que tiene igual número atómico que otro con distinto número de neutrones y, por lo tanto, diferente número de masa.

Masa Atómica: Es la suma promedio de los isótopos que existen en la naturaleza comparado con el carbono 12 (C¹²).

Masa Fórmula: Es la suma de la masa atómica de todos los átomos presentes en la fórmula.

Masa Molecular: La suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman una molécula y se expresa en U. M. A.

Negro de Carbono o Negro de Humo: Producto del carbono derivado del petróleo y se asemeja a lo que es el cuerpo negro. Ejemplo: Las llantas de los carros.

Características del Átomo

Son las unidades más pequeñas de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra átomo se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse. Esa partícula fundamental se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego no divisible. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos se pueden descomponer en sus constituyentes últimos, o elementos. La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió obtener respuestas satisfactorias. Posteriormente, se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y masa de los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10^-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10^-27 kg. Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.

Cuerpo Negro y Teoría de Planck

El físico alemán Max Karl Ernst Ludwig Planck en 1900, dice que la interacción entre la materia y la radiación no se verifica de manera continua, sino por pequeñas pulsadas llamadas cuantos (radiaciones electromagnéticas emitidas en unidades discretas de energía), como resultado de los estudios de la radiación del cuerpo negro (cuerpo o superficie ideal que absorbe toda la energía radiante sin reflejar ninguna). Planck diseñó una fórmula matemática que describiera las curvas reales con exactitud, para demostrar que no todas las formas de radiación electromagnética estaban constituidas por ondas. Después, dedujo una hipótesis física que pudiera explicar la fórmula. Su hipótesis fue que la energía sólo es radiada en cuantos cuya energía es hν, donde ν es la frecuencia de la radiación y h es el cuanto de acción, ahora conocido como constante de Planck. Según Planck, la energía de un cuanto de luz (fotón) es igual a la frecuencia de la luz multiplicada por una constante. La primera medida fiable de la constante de Planck (1916) se debió al físico estadounidense Robert Millikan. El valor actualmente aceptado es h = 6,626 × 10^-34 julios·segundo.

Ecuación de Planck: La energía es directamente proporcional a la frecuencia.

Espectros de Emisión

Cuando la energía se introduce calentando el elemento a una temperatura elevada, por radiación o por energía eléctrica, los átomos absorben energía. Cuando la fuente de energía se elimina, los átomos emiten la energía que absorbieron. En algunos casos, la emisión ocurre mientras la fuente de energía todavía se encuentra presente, como en el caso de la luz emitida cuando se aplica un voltaje elevado a electrodos de carbón, produciendo un arco eléctrico. Una forma familiar de esta radiación es la luz, que emite un elemento que se conoce como espectro. El instrumento que se utiliza en espectroscopia, llamado espectroscopio, separa la luz en sus longitudes de onda componentes. Entonces, las diferentes longitudes de onda se enfocan como líneas sobre una pantalla o película. Se ha establecido que cada elemento absorbe y emite únicamente ciertas longitudes de onda. Un ejemplo familiar de emisión de color particular o longitud de onda de luz es la luz rojiza del neón.

Series Espectrales

Bohr obtuvo una fórmula general para la radiación emitida por el átomo de hidrógeno, que no sólo proporcionaba las longitudes de onda de las líneas de Balmer, sino que predecía correctamente otras series de líneas que se observaron posteriormente en la zona ultravioleta e infrarroja del espectro del hidrógeno.

Teoría Atómica de Bohr

El trabajo de Bohr giró sobre el modelo nuclear del átomo de Rutherford, en el que el átomo se ve como un núcleo compacto rodeado por un enjambre de electrones más ligeros. El modelo de Bohr establece que un átomo emite radiación electromagnética sólo cuando un electrón del átomo salta de un nivel cuántico a otro (átomo excitado).

Niels Bohr impulsó los conceptos de:

• Los electrones se encuentran en capas y los de la última capa determinan las propiedades químicas de un átomo.
• Los electrones giran alrededor del núcleo en estado físico y de determinada energía, por lo cual, al desplazarse a través de una órbita, no emiten ni absorben energía.
• Un electrón puede saltar de un nivel de energía a otro, siempre y cuando absorba o desprenda la energía necesaria.

Teoría Atómica de Sommerfeld

En 1916, Arnold Sommerfeld expuso ciertas modificaciones a la teoría de Bohr, diciendo que los electrones podían viajar en órbitas elípticas y circulares. En su teoría, introdujo un parámetro (l) agregado al parámetro señalado por Bohr (n). En el modelo atómico de Sommerfeld, (n) es igual a 1, 2, 3, etc., y la estructura (l) indica el grado en el que la circunferencia sufre desviaciones. Los valores de n y l están íntimamente relacionados.

Reydberg estableció una regla con la cual determina el número de electrones que hay en un orbital: 2n², pero después del cuarto nivel ya no se cumple la regla ni tampoco con los polielectrónicos. En el último orbital solo pueden haber como máximo 8 electrones.

• Nivel n = 1: 2 (1)² = 2
• Nivel n = 2: 2 (2)² = 8
• Nivel n = 3: 2 (3)² = 18
• Nivel n = 4: 2 (4)² = 32

El estado energético de un electrón queda definido por dos números, n y l. Los términos espectrales s, p, d, f provienen del espectro del hidrógeno. También sugirió que los electrones en los metales se encuentran en una disposición cuántica en la que los niveles de baja energía disponibles para los electrones se hallan casi completamente ocupados.

Principio o Teoría de la Dualidad

El físico francés Louis de Broglie en 1924, consideró que la luz no solo es un efecto corpuscular sino también ondulatorio. La dualidad onda-corpúsculo es la posesión de propiedades tanto ondulatorias como corpusculares por parte de los objetos subatómicos. La teoría de la dualidad de la materia considera que la materia tiene un comportamiento corpúsculo-onda o partícula-onda.

λ = longitud de onda, h = constante de Planck, m = masa del electrón, v = velocidad de la partícula-onda.

Componentes del Átomo

• Núcleo
• Corteza o Envoltura
• Protón (p+) – Rutherford (1919)
• Neutrón (nº) – Chadwick (1939)
• Electrón (e-) – Millikan (1906)