Estructura del Átomo

Dalton formuló su famosa teoría atómica y postuló que la materia está compuesta de átomos. El concepto de átomo como partícula indivisible de la materia se mantuvo con éxito durante casi un siglo. Becquerel descubrió la radiactividad natural, lo que llevó a conocer tres tipos de partículas: los rayos alfa (carga positiva), los rayos beta (carga negativa) y los rayos gamma (sin carga). El descubrimiento y la naturaleza de las partículas subatómicas se inició realmente cuando se empleó el tubo de descarga como herramienta de investigación en la naturaleza de la materia.

El Electrón y el Modelo Atómico de Thomson

El estudio de la conductividad de los gases a baja presión en un tubo de descarga muestra una luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo. La causa de esta luminiscencia era un chorro de partículas con carga negativa que parecía venir del cátodo. Estas partículas se denominaron rayos catódicos. Diferentes estudios ayudaron a comprender la naturaleza de este fenómeno: las partículas, o radiación, se propagaban desde el cátodo en línea recta, ya que en la parte inferior del tubo se observaba la sombra del ánodo. De ahí que se llamen rayos catódicos. Estaban dotados de una energía cinética alta, como lo demostraba el hecho de que hacían girar una pequeña rueda que se interponía en su camino. Esto indica que se trata de partículas y no de radiación. Se comportaban como una corriente eléctrica de cargas negativas, porque se desviaban hacia la placa positiva al aplicar un campo eléctrico externo.

Se demostró que los rayos catódicos obtenidos con diferentes gases son iguales y que, en todos los casos, las partículas tenían una relación carga/masa idéntica: q/m = -1,76 · 10¹¹ C kg^-1.

El Protón y el Modelo de Rutherford

Goldstein observó una radiación de partículas con carga positiva que parecía venir de canales abiertos en el cátodo. La nueva radiación se llamó rayos canales. Sus características son:

• La radiación está compuesta de partículas con carga positiva. Los rayos catódicos chocan con el gas enrarecido en el tubo cerrado y le arrancan algunos electrones. El resto es una partícula positiva que se mueve atraída por el cátodo, pudiendo chocar con él o atravesar algún orificio o canal. Eso explica por qué son diferentes de un gas a otro.
• La relación entre la carga y la masa es diferente según el gas utilizado en el tubo.

La relación q/m de los rayos canales, generados cuando el gas era hidrógeno, resultó ser la mayor de las observadas. Al tratarse del átomo más ligero, y suponiendo que la carga fuera igual, la carga positiva de la partícula debía ser la más pequeña de las aisladas hasta el momento.

Rutherford y Chadwick detectaron por primera vez el protón al bombardear algunos átomos con partículas alfa.

• m_protón = 1,672649 · 10^-27 kg
• q_protón = 1,602189 · 10^-19 C

Rutherford utilizó partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia, y pudo observar lo siguiente:

• La mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin desviarse.
• Algunas de las partículas se desviaban de su trayectoria inicial.
• Otras partículas eran rechazadas por la lámina.

El modelo atómico de Thomson sugería que consistía en una distribución regular de carga y masa, y que estas, al mismo tiempo, estaban unidas entre sí, formando la sustancia, en este caso el metal. La lámina debía tener una estructura interna homogénea y las partículas alfa que la atravesaran deberían mostrar un comportamiento uniforme, no resultados tan dispares como los que se observaron.

Los resultados obtenidos permitieron a Rutherford establecer un nuevo e innovador modelo, conocido como modelo nuclear del átomo. Según este modelo, el átomo está compuesto por un núcleo y una corteza.

• En el núcleo se alojan los protones, cargados positivamente, y casi toda la masa.
• La corteza está formada por electrones, que giran alrededor del núcleo como si fuera un sistema solar en miniatura.

Este nuevo modelo explica los resultados observados:

• La materia está prácticamente vacía, ya que el radio del núcleo es unas 100.000 veces más pequeño que el radio del átomo. La mayoría de las partículas alfa pasan a través de la corteza y no sufren ninguna desviación en su trayectoria.
• Las partículas alfa que pasan cerca del núcleo son fuertemente rechazadas y se desvían.

Isótopos

Si se conoce la masa de las partículas, se conoce la masa del átomo.

El fundamento del espectrógrafo de masas, que determina la masa de un átomo, dice: la determinación de la masa de las partículas es posible si se hace actuar sobre ellas un campo magnético perpendicular a su trayectoria. La fuerza que se ejerce sobre ellas actúa como una fuerza centrípeta y la trayectoria que describen es un círculo de radio directamente proporcional a la masa de la partícula.

Se llama isótopos a los átomos que forman un elemento, no son iguales en todos, pero puede haber átomos con las mismas propiedades químicas, pero diferentes masas.

El Neutrón

En 1994, H. Moseley estudió los rayos X producidos por los elementos al someterlos a la acción de electrones de alta energía. Los resultados le permitieron deducir el número de protones presentes en los núcleos de los átomos de cada elemento, llamado número atómico. Consecuencias de esto:

1. Si se ordenan los elementos en orden creciente de número atómico, se eliminan las anomalías que aparecen en la tabla periódica, basada en el orden creciente de masas atómicas.
2. La masa isotópica determinada con el espectrógrafo de masas no se corresponde con la masa de los protones que componen el átomo. El número de masa atómica debe ser explicado de alguna otra forma.

m_neutrón = 1,674954 x 10^-27 kg

Magnitudes Atómicas

• Número atómico (Z): indica el número de protones en el núcleo y determina el elemento que es.
• Número másico (A): indica el número de nucleones, es decir, protones y neutrones que hay en el núcleo, y determina el isótopo del elemento.
• Masa isotópica: calcula el peso en unidades de masa atómica de un átomo en particular de un elemento; se obtiene la masa isotópica correspondiente al isótopo elegido.
• Masa atómica: representa el promedio de las masas isotópicas que conforman la naturaleza.

Los Orígenes de la Teoría Cuántica: Maxwell

Características de una onda según Maxwell:

• Amplitud (A): el desplazamiento máximo de un punto respecto a la posición de equilibrio.
• Longitud de onda (λ): distancia entre dos puntos consecutivos similares (m).
• Frecuencia (ν): número de vibraciones por unidad de tiempo (Hz).
• Periodo (T): el tiempo invertido en hacer una vibración completa.
• Velocidad (v): la velocidad con que la onda se propaga.

Espectros Atómicos de Emisión

La radiación emitida por un elemento en estado gaseoso cuando se le comunica una gran cantidad de energía. El espectro de la luz es una radiación continua, que contiene todas las frecuencias. Por el contrario, los espectros de emisión de los elementos son discontinuos, es decir, los elementos en estado gaseoso emiten radiación solo a unas pocas frecuencias específicas.

Teoría Cuántica de Planck

En 1900, el físico alemán Planck propuso que los cuerpos emiten o absorben la energía en forma de paquetes o cuantos de energía: E = hν, donde h = 6,625 x 10^-34 J·s.

El Efecto Fotoeléctrico

• Se produce para una frecuencia de la radiación superior a una cierta frecuencia que llamaremos frecuencia umbral, ν₀. El valor de ν₀ depende del metal utilizado.
• Los electrones emitidos tienen una energía cinética que aumenta con el aumento de la frecuencia de la radiación.
• Al aumentar la intensidad de la radiación, no aumenta la energía de los electrones emitidos, pero sí aumenta su número por unidad de tiempo.

Limitaciones del Modelo Atómico de Rutherford

• Los electrones se mueven en órbitas circulares según el modelo de Rutherford y, por lo tanto, tienen aceleración normal. Según los principios del electromagnetismo clásico, una carga eléctrica en movimiento debe emitir energía.
• El electrón pasaría por todas las órbitas posibles describiendo una espiral que tendría su centro en el núcleo del átomo y, por tanto, la radiación debería ser continua.

Modelo Atómico de Bohr

Postulados de Bohr (1913):

• La energía de los electrones dentro del átomo está cuantizada. Es decir, el electrón solo ocupa unas posiciones o estados estacionarios alrededor del núcleo, a los que corresponden unos valores determinados de energía.
• El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo. Cada órbita circular corresponde a un estado estacionario o nivel de energía, y está asociada a un número natural n: 1, 2…
• Los niveles de energía permitidos para los electrones son aquellos en los que el momento angular es un múltiplo entero de h/2π, donde h es la constante de Planck: mvr = n(h/2π).
• Solo se absorbe o emite energía cuando un electrón se mueve de un nivel de energía a otro. Si E_i es la energía del nivel de partida y E_f es la energía del nivel de llegada, la variación de energía y su frecuencia correspondiente son: ΔE = E_f – E_i; |ΔE| = hν = |ΔE|/h = |(E_f – E_i)/h|.