Monografias.com > Física
Descargar Imprimir Comentar Ver trabajos relacionados

Teorías atómicas




Enviado por latiniando



    Introducción.

    Cada sustancia del universo, las
    piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y
    hasta las estrellas más lejanas, están enteramente
    formada por pequeñas partículas llamadas
    átomos.

    Son tan pequeñas que no son posible
    fotografiarlas. Para hacernos una idea de su tamaño, un
    punto de esta línea puede contener dos mil millones de
    átomos.

    Estas pequeñas partículas son estudiadas
    por la química, ciencia que
    surgió en la edad media y
    que estudia la materia.

    Pero si nos adentramos en la materia nos
    damos cuenta de que está formada por átomos. Para
    comprender estos átomos a lo largo de la historia diferentes
    científicos han enunciado una serie de teorías
    que nos ayudan a comprender la complejidad de estas
    partículas. Estas teorías
    significan el asentamiento de la química
    moderna.

    Como ya hemos dicho antes la química surgió
    en la edad media, lo
    que quiere decir que ya se conocía el átomo pero
    no del todo, así durante el renacimiento
    esta ciencia
    evoluciona.

    Posteriormente a fines del siglo XVIII se descubren un
    gran número de elementos, pero este no es el avance
    más notable ya que este reside cuando Lavoisier da una
    interpretación correcta al fenómeno de la combustión.

    Ya en el siglo XIX se establecen diferentes leyes de la
    combinación y con la clasificación periódica
    de los elementos (1871) se potencia el
    estudio de la constitución de los
    átomos.

    Actualmente su objetivo es
    cooperar a la interpretación de la composición,
    propiedades, estructura y
    transformaciones del universo, pero
    para hacer todo esto hemos de empezar de lo más simple y
    eso son los átomos, que hoy conocemos gracias a esas
    teorías
    enunciadas a lo largo de la historia. Estas teorías
    que tanto significan para la química es lo que
    vamos a estudiar en las próximas hojas de este
    trabajo.

     

    Historia del Átomo.

    La teoría
    atómica de Dalton.

    John Dalton (1766-1844). Químico y físico
    británico. Creó una importante teoría
    atómica de la materia. En
    1803 formuló la ley que lleva su
    nombre y que resume las leyes
    cuantitativas de la química (ley de la
    conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las
    proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las
    proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su
    teoría
    se puede resumir en:

    1.- Los elementos químicos están formados
    por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas
    átomos.

    2.- Todos los átomos de un elemento
    químico dado son idénticos en su masa y
    demás propiedades.

    3.- Los átomos de diferentes elementos
    químicos son distintos, en particular sus masas son
    diferentes.

    4.- Los átomos son indestructibles y retienen su
    identidad en
    los cambios químicos.

    5.- Los compuestos se forman cuando átomos de
    diferentes elementos se combinan entre sí, en una
    relación de números enteros sencilla, formando
    entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

    Representación de distintos átomos
    según Dalton:

    ¡
    Oxígeno

    ¤
    Hidrógeno

    Å Azufre
    Para Dalton los átomos eran esferas
    macizas.

    ã
    Cobre

    l
    Carbono

    Representación de un cambio
    químico, según Dalton:

    ¡
    + ¤
    ð ¡ ¤

    Esto quería decir que un
    átomo
    de oxígeno más un átomo de
    hidrógeno daba un átomo o
    molécula de agua.

    La formación de agua a partir
    de oxígeno e hidrógeno supone la combinación
    de átomos de estos elementos para formar
    "moléculas" de agua. Dalton,
    equivocadamente, supuso que la molécula de agua
    contenía un átomo de oxígeno y otro de
    hidrógeno.

    Dalton, además de esta teoría
    creó la ley de las
    proporciones múltiples. Cuando los elementos se combinan
    en más de una proporción, y aunque los resultados
    de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una
    relación entre esas proporciones.

    Cuando dos elementos se combinan para formar más
    de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combina
    con una cantidad fija del otro están relacionadas entre
    sí por números enteros sencillos.

    A mediados del siglo XIX, unos años
    después de que Dalton enunciara se teoría,
    se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron
    introduciendo modificaciones al modelo
    atómico inicial.

    De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente
    pequeño para nosotros que resulta muy difícil su
    conocimiento.
    Nos hallamos frente a él como si estuviésemos
    delante de una caja cerrada que no se pudiese abrir. Para conocer
    su contenido solamente podríamos proceder a manipular la
    caja (moverla en distintas direcciones, escuchar el ruido,
    pesarla…) y formular un modelo de
    acuerdo con nuestra experiencia. Este modelo
    sería válido hasta que nuevas experiencias nos
    indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido
    construyendo el modelo
    atómico actual; de Dalton hasta nuestros días se
    han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la
    formulación de una serie de modelos
    invalidados sucesivamente a la luz de nuevos
    acontecimientos.

    El modelo
    atómico de Thomsom.

    Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico
    británico. Según el modelo de Thomson el
    átomo consistía en una esfera uniforme de materia
    cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los
    electrones de un modo parecido a como lo están las
    semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el
    hecho de que la materia fuese
    eléctricamente neutra, pues en los átomos de
    Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa.
    Además los electrones podrían ser arrancados de la
    esfera si la energía en juego era
    suficientemente importante como sucedía en los tubos de
    descarga.

    J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se
    desviaban también en un campo eléctrico y eran
    atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran
    cargas eléctricas negativas. Calculó también
    la relación entre la carga y la masa de estas
    partículas.

    Para este cálculo
    realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos
    catódicos por un campo eléctrico y uno
    magnético.

    Cada uno de estos campos, actuando aisladamente,
    desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo
    el campo eléctrico, el campo magnético podía
    variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la
    trayectoria horizontal original; en este momento las
    fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por
    ser de sentido contrario se anulaban.

    El segundo paso consistía en eliminar el campo
    magnético y medir la desviación sufrida por el haz
    debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos
    catódicos tienen una relación carga a masa
    más de 1.000 veces superior a la de cualquier
    ion.

    Esta constatación llevó a Thomson a
    suponer que las partículas que forman los rayos
    catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos
    de átomos, es decir, partículas subatómicas
    a las que llamó electrones.

    Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado,
    al que se le extrae el aire, y se
    introduce un gas a
    presión reducida.

     

    El modelo de Rutherford.

    Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de
    ciencia
    inglés
    que obtuvo el premio Nobel de química en 1919,
    realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso
    adelante muy importante en el
    conocimiento del átomo.

    La experiencia de Rutherford consistió en
    bombardear con partículas alfa una finísima
    lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la
    lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de
    sulfuro de cinc.

    La importancia del experimento estuvo en que mientras la
    mayoría de partículas atravesaban la lámina
    sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños
    ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a
    ángulos grandes hasta 180º.

    El hecho de que sólo unas pocas radiaciones
    sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que
    las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos
    ocupando un espacio muy pequeño en comparación a
    todo el tamaño atómico; esta parte del átomo
    con electricidad
    positiva fue llamado núcleo.

    Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y
    carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los
    electrones.

    En el modelo de Rutherford, los electrones se
    movían alrededor del núcleo como los planetas
    alrededor del sol. Los electrones no caían en el
    núcleo, ya que la fuerza de
    atracción electrostática era contrarrestada por la
    tendencia del electrón a continuar moviéndose en
    línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se
    observó que estaba en contradicción con una
    información ya conocida en aquel momento:
    de acuerdo con las leyes del
    electromagnetismo, un electrón o todo
    objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya
    dirección lineal es modificada, emite o
    absorbe radiación electromagnética.

    El electrón del átomo de Rurherford
    modificaba su dirección lineal continuamente, ya que
    seguía una trayectoria circular. Por lo tanto,
    debería emitir radiación electromagnética y
    esta radiación causaría la disminución de la
    energía del electrón, que en consecuencia
    debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en
    el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el
    de Bohr unos años más tarde.

     

    El modelo atómico de
    Bhor.

    Niels Bohr (1885-1962 fue un físico danés
    que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura
    atómica, a la vez que buscó una explicación
    a los espectros discontinuos de la luz emitida por
    los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un
    nuevo modelo de la estructura
    electrónica de los átomos que
    superaba las dificultades del átomo de
    Rutherford.

    Este modelo implicaba los siguientes
    postulados:

    1.- El electrón tenía ciertos estados
    definidos estacionarios de movimiento
    (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de
    estos estados estacionarios tenía una energía fija
    y definida.

    2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos
    estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado
    absorbía o desprendía energía.

    3.- En cualquiera de estos estados, el electrón
    se movía siguiendo una órbita circular alrededor
    del núcleo.

    4.- Los estados de movimiento
    electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el
    momento angular del electrón (m · v · r )
    era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

    Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en
    1900.

    La teoría ondulatoria electromagnética de
    la luz era
    satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos
    ópticos tales como la difracción o la
    dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales
    como la irradicación de un cuerpo sólido caliente.
    Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema
    mecánico no podía tener cualquier valor de la
    energía, sino solamente ciertos valores.

    Así, en un cuerpo sólido caliente que
    irradia energía, Planck consideró que una onda
    electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de
    átomos que circulaba con la misma frecuencia.

    Aplicando esta hipótesis a la estructura
    electrónica de los átomos se
    resolvía la dificultad que presentaba el átomo de
    Rutherford. El electrón, al girar alrededor del
    núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se
    situaba en unos estados estacionarios de movimiento que
    tenían una energía fija. Un electrón
    sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba
    de un estado (nivel)
    a otro.

    Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una
    explicación de los espectros discontinuos de los gases, en
    particular del más sencillo de todos, el hidrógeno.
    Una raya de un espectro correspondía a una
    radiación de una determinada frecuencia.

    ¿Por qué un elemento emite solamente
    cierta frecuencia ? Veamos la respuesta:

    En condiciones normales los electrones de un
    átomo o ion se sitúan en los niveles de más
    baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente
    energía, es posible que un electrón salte a un
    nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se
    llama excitación. Un electrón excitado se halla en
    un estado
    inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una
    radiación cuya energía será igual a la
    diferencia de la que tienen los dos niveles.

    La energía del electrón en el átomo
    es negativa porque es menor que la energía del
    electrón libre.

    Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se
    obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el
    pronóstico con el resultado experimental de los espectros
    de estos átomos.

    El modelo de Thomson presentaba un
    átomo estático

    y macizo. Las cargas positivas y
    negativas estaban

    en reposo neutralizándose
    mutuamente. Los electrones

    estaban incrustados en una masa positiva
    como las pasas en

    un pastel de frutas. El átomo de
    Rutherford era dinámico

    y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la
    física
    clásica

    inestable. El modelo de Bohr era
    análogo al de Rutherford,

    pero conseguía salvar la
    inestabilidad recurriendo a la

    noción de cuantificación y
    junto con ella a la idea de que la

    física de los átomos
    debía ser diferente de la física
    clásica.

     

    Propiedades del Átomo.

    Atendiendo a las características estructurales del
    átomo las propiedades de este varían. Así
    por ejemplo los átomos de que tienen el mismo
    número de electrones de valencia que poseen distintos
    números atómicos poseen características similares.

    Los átomos están formados por un
    núcleo que posee una serie de partículas
    subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en
    diferentes órbitas los electrones.

    Las partículas subatómicas de las que se
    compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los
    átomos son eléctricamente neutros. Luego, si
    contienen electrones, cargados negativamente, deben contener
    también otras partículas con carga positiva que
    corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas
    estables con signo positivo se las llamó protón. Su
    masa es igual a 1,6710-27 kg.

    Con estas dos partículas, se intentó
    construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser
    así porque faltaba unas de las partículas
    elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick
    en 1932 y que se llamó neutrón. Esta
    partícula era de carga nula y su masa es
    ligerísimamente superior a la del protón
    (1,6748210-27kg.).

    Situados en órbitas alrededor del núcleo
    se hallan los electrones, partículas estables de carga
    eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El
    modelo de Bohr explica el espectro del átomo de
    hidrógeno, pero no los de átomos mayores. Para
    explicar estos y otros fenómenos ha surgido la mecánica cuántica. Aquí como
    en el modelo de Bohr, un electrón atómico
    sólo puede ocupar determinados niveles de energía.
    Ahora bien cada nivel de energía posee uno o más
    subniveles de energía.

    El primer nivel de energía principal, n =1, posee
    un subnivel; el segundo posee dos, el tercero tres y así
    sucesivamente.

    En el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al
    núcleo siguiendo órbitas circulares, pero hoy
    sabemos que un electrón en un subnivel de energía
    dado se mueve aunque la mayor parte del tiempo se
    encuentra en una región del espacio más o menos
    definida, llamada orbital.

    Los orbitales se nombran igual que su subnivel de
    energía correspondiente.

    La energía radiante, o radiación
    electromagnética, que el Sol llega a
    la Tierra a
    través del espacio, en forma de ondas. El
    resultado de la separación de los componentes de distinta
    longitud de onda de la luz o de otra
    radiación forman el espectro
    electromagnético.

    Las radiaciones electromagnéticas se dividen en
    distintos tipos (rayos gamma, rayos X,
    ultravioleta, etc. según el valor de lo
    que se denomina "longitud de onda", que es la distancia entre dos
    crestas consecutivas de la onda.

    Cuando un haz de luz formado por
    rayos de distinta frecuencia atraviesa un prisma óptico,
    se dispersan en las diferentes radiaciones que se recogen en una
    pantalla en forma de espectro. El espectro puede ser estudiado en
    laboratorios gracias al espectrógrafo, un aparato que
    consta fundamentalmente de una rendija por la que entra el haz de
    luz, una lente, un prisma de dispersión y una placa
    fotográfica, estos se empezaron a utilizar a partir de
    1859.

    Los espectros pueden ser continuos o discontinuos. Los
    espectros continuos son los que abarca toda la frecuencia de las
    radiaciones que tienen pasando de una a otra gradualmente, sin
    saltos. La luz blanca tiene un espectro continuo, formado por
    siete colores (rojo,
    anaranjado, amarillo, verde, azul, añil y el violeta) y
    cada uno de ellos corresponde a radiaciones de una frecuencia
    determinada; cuando termina un color empieza
    otro, sin que, entre ellos, hayan ninguna zona oscura. En
    cambio, los
    elementos gaseosos de un tubo de descarga emite una luz que posee
    un espectro discontinuo, es decir, sólo contiene
    determinadas radiaciones, que aparecen en forma de rayas entre
    las cuales hay una zona oscura.

    Cuando se descubrieron los rayos X y se
    observó la fluorescencia que estos rayos producían
    en las paredes del tubo de vidrio, Becquerel
    se dedicó a investigar si la fluorescencia iba
    acompañada siempre de radiaciones. Obtuvo los primeros
    resultados en 1896 al comprobar que el sulfato de uranilo y
    potasio emitían unas radiaciones que impresionaban las
    placas fotográficas, atravesaban cuerpos opacos e
    ionizaban. El aire. La
    emisión de estas radiaciones no implicaba que el cuerpo
    estuviera expuesto a la luz, pues también se
    producían en la oscuridad.

    Además los espectros también pueden ser el
    espectro de masas (el que resulta de la separación de un
    elemento químico en sus distintos
    isótopos.

    El espectro de la luz blanca está constituido por
    una sucesión de colores (colores del
    espectro), cada uno de los cuales corresponde a una longitud de
    onda bien precisa.

    Un espectro puede ser: de emisión, cuando se
    obtiene a partir de la radiación directamente emitida por
    un cuerpo; de absorción, cuando es el resultante del paso
    de la radiación a través de un determinado
    absorbente.

    Se distingue también entre: discretos, o de
    rayas, constituidos por una serie de líneas aisladas;
    continuos, que contienen todas las longitudes de onda entre dos
    límites, y de bandas, constituidos por una serie de zonas
    continuas separadas por espacios oscuros.

    Los átomos producen espectros de líneas,
    las moléculas de bandas y los sólidos y
    líquidos espectros continuos.

     

    Vocabulario.

    Indivisible: Que no se puede dividir.

    Subatómica: Dícese de las
    partículas que constituyen el átomo y de todas las
    partículas elementales así como de sus
    fenómenos característicos.

    Electrostática: Parte del electromagnetismo que estudia los campos
    eléctricos producidos por cargas en reposo, tanto en el
    vacío como en la materia. Su ley fundamental es la de
    Columb.

    Electromagnetismo: Parte de la física que engloba el
    estudio de los fenómenos eléctricos y
    magnéticos.

    Cuántico: Magnitudes físicas que
    sólo pueden tomar ciertos valores
    discretos.

    Espectros: Resultado de la separación de
    los componentes de distinta longitud de onda de la luz o de otra
    radiación electromagnética.

    Irradiación: Despedir un cuerpo de rayos
    de una energía, como luz, calor,
    etc.

    Análogo: Relación de semejanza
    entre dos cosas distintas.

    Inducir: Ascender lógicamente el
    entendimiento desde el
    conocimiento de los casos o hechos particulares a la ley o
    principio general.

    Neutro: Que no posee carga
    eléctrica.

    Constatación: Comprobar un hecho,
    establecer su veracidad o dar constancia de él.

    Isótopo: Cuerpo que ocupa el mismo lugar
    que otro en el sistema periódico,
    por tener las mismas propiedades químicas. Los
    núcleos tienen igual número atómico, pero
    distinta masa.

    Difracción: Fenómeno característico de las propiedades
    ondulatorias de la materia, por el cual un obstáculo que
    se opone a la propagación libre de las ondas se presenta
    como fuente secundaria que emite ondas derivadas en
    todas direcciones.

    Nota al lector: es posible que esta página no contenga todos los componentes del trabajo original (pies de página, avanzadas formulas matemáticas, esquemas o tablas complejas, etc.). Recuerde que para ver el trabajo en su versión original completa, puede descargarlo desde el menú superior.

    Todos los documentos disponibles en este sitio expresan los puntos de vista de sus respectivos autores y no de Monografias.com. El objetivo de Monografias.com es poner el conocimiento a disposición de toda su comunidad. Queda bajo la responsabilidad de cada lector el eventual uso que se le de a esta información. Asimismo, es obligatoria la cita del autor del contenido y de Monografias.com como fuentes de información.

    Categorias
    Newsletter