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ESTUDIO ANALÍTICO DE LOS MODELOS
ATÓMICOS.
MODELO DE THOMSON: (1899) : Supuso que la materia
está compuesta por corpúsculos , que corresponden a
agrupaciones de átomos.- Estos son los que determinarían las
características sensoriales.
Supuso además que el átomo es una masa continua cargado
uniformemente y positiva. En ella existirían unos huecos donde se
ubicaban los electrones, que se suponen fijos. La experiencia mostró
posteriormente que estos oscilan en sus órbitas .Para Thompson, todo este
conjunto
se
suponía
eléctricamente neutro.
Durante trece años
este modelo estuvo
vigente, hasta que el
experimentador Geisner
sometió a prueba el
modelo. Para ello se hizo
incidir sobre una lámina
metálica de oro
monoatómica (espesor un
átomo), con partículas
alfa (contienen dos cargas
positiva de un electrón) De
acuerdo al modelo de
Thompson, como las
partículas alfa son de alta
energía , (alrededor de 1
MeV) se debería observar
que la desviación de la
partícula seria suave
porque no habrían centros
positivos de interacción.
Teóricamente según el modelo de Thompson esto es lo que se
esperaba que sucediera, pero lo que realmente ocurrió es que
algunas partículas alfas :
1.- rebotaban.
2.-se desviaban según un ángulo considerable.
3.- No llegaban a la lámina fluorescente.
Los resultados de esta experiencia, hizo cambiar el modelo atómico
propuesto por Thompson.
RUTHERFORD: Debido a la necesidad de cambiar el modelo
propuesto por Tomson, de manera que el nuevo explicara los
resultados experimentales del bombardeo con partículas alfa
de una lámina de metal monoatómico. Rutherford, plantea,
explica y supone, que toda la carga positiva está concentrada
en una pequeña región (núcleo. Este modelo explica el
hecho que algunas partículas pasaban sin desviarse (porque
entre cada electrón hay un espacio, o sea supone que el
átomo no es una región maciza o continua, sino una región
donde se ubica energía que no ocupa todo el espacio. Como
toda la carga positiva está concentrada en un punto, explica
porque las partículas son desviadas en grandes ángulos (es
mayor la fuerza de repulsión eléctrica). Además explica el
hecho de que una partícula cambia de sentido al chocar
frontalmente con
el núcleo
para equilibrar la carga negativa de los electrones. Además, los electrones
son miles de veces más ligeros que los átomos. Ello sugiere que los
constituyentes cargados positivamente sean los que den lugar a casi toda la
masa de átomos.
Este modelo sigue siendo válido.
Supone además, que los electrones están orbitando alrededor del núcleo
debido a que como hay cargas positivas y negativas se produce una fuerza
eléctrica lo que haría que estos se fueran todos del núcleo. Esto haría que la
distribución de la materia fuese inestable. Así entonces, los electrones
giran alrededor del núcleo a una cierta velocidad, de este modo compensan
la fuerza electroestática.
Consideremos el átomo de Hidrógeno
Si un electrón es acelerado, entonces se genera una corriente eléctrica “i” y
en consecuencia en las regiones cercanas, se manifiesta un campo
magnético. Luego, se irradia energía, pierde velocidad y como
consecuencia, el electrón cae sobre el núcleo.
RESPECTO DE LOS MODELOS ATÓMICOS: A pesar de que
los científicos del siglo XIX aceptaran la idea de que los elementos están
formados por átomos, los conocimientos acerca de ellos eran muy escasos.
El descubrimiento del electrón como constituyente de los átomos
proporcionó el primer atisbo sobre la estructura atómica. Los electrones
tienen carga negativa mientras que los átomos son eléctricamente neutros.
Cada átomo debe tener por tanto, la suficiente cantidad de carga positiva
J.J. Thomson propuso en 1898
que los átomos son esferas uniformes
de materia cargada positivamente en la
que se encuentran
embebidos los
electrones, su hipótesis pareció
entonces perfectamente razonable el
modelo atómico en forma de pudding
de Thompson queda representado en la
figura.
A pesar de la importancia del problema pasaron 13 años antes de
que se realizara una prueba experimental definitiva. Estos ensayos
condujeron al abandono de este modelo atómico sustituyéndolo por un
concepto de estructura atómica nada fácil de comprender a la luz de los
conocimientos de la física clásica. El método más directo para saber lo que
la luz dentro de un pudding es meter un dedo dentro de el. Esto es lo que
hicieron Geiger y Marsden para conocer el interior del átomo. En su
experimento clásico realizado en 1911 bajo la sugerencia de Ernest
Rutherford emplearon como sonda las partículas alfa emitidas
espontáneamente por su elemento radiactivo. Las partículas alfas son
átomos de helio que han perdido 2e quedando entonces con una carga de
+2e.
Geiger y Marsden colocaron una muestra de una sustancia emisora
de partículas alfa detrás de una pantalla de plomo que sostenía un pequeño
agujero de modo que se obtenía un estrecho haz de partículas. El haz fue
dirigido sobre una fina lámina de oro. Detrás de esta lámina colocaron una
pantalla móvil de sulfuro de cinc que producía luminiscencia cuando una
partícula alfa llegaba hasta ella. Se esperaba que la mayoría de las
partículas alfa atravesara la lámina de oro, mientras que unas sufrirían una
ligera desviación. Este
razonamiento
es
consecuencia del modelo
atómico de Thomson el que
se suponía que las cargas se
distribuirían
uniformemente en todo su
volumen. Si el modelo de
Thompson es exacto, sobre
las
partículas
alfaque
atraviesan la lamina metálica se ejercen solamente fuerzas eléctricas débiles
y su cantidad de movimiento inicial es de valor suficiente para que pueda
pasar la lamina con desviación mínima de su trayectoria. Lo que realmente
se observó fue que , mientras que muchas partículas alfas salieron sin
desviación , otros, sin embargo sufrieron dispersión según ángulos notables
algunos fueron dispersados en la dirección opuesta puesto que las partículas
alfa son relativamente pesadas (7000 veces la
masa del electrón ) y puesto que en el
experimento se usaron partículas con
velocidades muy altas parece claro que las
fuerzas eléctricas que intervinieron eran lo
bastante fuerte como para poder producir
desviaciones tan acusadas. Para explicar estos
resultados Rutherford se vio obligado a
descubrir el átomo como compuesto de
pequeños núcleos en los que queda concentrada la carga positiva y la mayor
parte de la masa. Los electrones quedarían en una cierta distancia exterior.
Teniendo en cuenta que en el átomo hay espacios vacios es fácil explicarse
porque muchas partículas atraviesan la lámina metálica sin sufrir desviación.
Cuando una partícula alfa llega, por el contrario, a un núcleo, se encuentra
con un campo eléctrico intenso y que lo más probable que sea dispersada
según un ángulo º determinado. Los electrones, por ser tan ligeros, no tienen
efectos apreciables sobre las partículas alfa incidentes.
Modelo atómico de Rutherford.
Los cálculos numéricos de las intensidades del campo eléctrico en
los modelos de Thompson y Rutherford acentúan diferencias entre ellos.
Para Thompson E= 1013 volts/m y para Rutherford E=1021 volts/m o sea
108 veces mayor. Este intenso campo eléctrico puede desviar y aun invertir,
la dirección de una partícula alfa que llega a las proximidades del núcleo, en
cambio el de Thompson no puede dar lugar a ello. El modelo atómico de
Rutherford, tan ampliamente confirmado por las experiencias, afirma la
existencia de un pequeño núcleo cargado positivamente, con una masa muy
pesada, y rodeándolo a una distancia relativamente grande de la superficie
cantidad de ẽ(electrones) para darle a la totalidad del átomo una neutralidad
eléctrica.
Thomson supuso que los ẽ están embebidos en la masa cargada
positivamente del núcleo de modo que no puede moverse. Rutherford afirma
sin que los ẽ no pueden estar inmóviles puesto que no existe nada
quesea capaz de mantenerlos en su sitio
frente
a la atracción de la fuerza
electroestática del núcleo. Por el contrario si
los ẽ están en movimiento alrededor del
núcleo, es posible la existencia de orbitas
dinámicas, parecidas a la del sistema solar .
1
Para el hidrógeno 𝐸𝑡 = − 2𝑅 (𝐾𝑒 2 ) Fc =
Fe = Condición de estabilidad .La Et de un
ẽ en el átomo es negativa, esto es necesario para
que el ẽ esté unido al núcleo, Si Et fuera mayor que cero, el ẽ tendría
demasiada energía, para permanecer en una órbita cerrada, alrededor del
núcleo.
Esta hipótesis es una aplicación de las leyes de la mecánica
clásica (Newton) y del campo eléctrico de Coulomb, pilares básicos de la
física clásica – Y por otro lado esto está de acuerdo con la observación
experimental de que los átomos son estables. Sin embargo, no está de
acuerdo con la teoría electromagnética, Otro pilar básico de la física
clásica ya que esta dice que toda carga eléctrica acelerada irradia energía
en forma de onda electromagnética..Un electrón que sigue una trayectoria
circunferencial esta acelerado (Ac) y por tanto perdería energía
continuamente , yendo a caer irremediablemente en una espiral sobre el
núcleo.
Experimentalmente se observa el fenómeno de irradiación de
energía pero los ẽ son dinámicamente estables. Esto muestra que las leyes
físicas, que rigen el mundo macroscópico, no se cumplen en el
microscópico.
ATOMO DE BOHR: La teoría explica el origen de las líneas
espectrales. Todo cuerpo sólido calentado emite radiación en las que se
encuentran presentes todo tipo de longitudes de
onda, aunque con diferentes intensidades. Así
es posible observar el comportamiento conjunto
de una colectividad de átomos mejor que el
comportamiento individual de los átomos de un
elemento determinado. Por otro lado, los
átomos o moléculas de un gas enrarecido se
encuentran tan separados unos de otros que las únicas interacciones se deben
solamente a choques fortuitos. En estas circunstancias es de esperar que
cualquier radiación emitida sea característica de los átomos o moléculas
presentes. Esta suposición se ha comprobado experimentalmente. Cuando se
excita de manera adecuada un gas o vapor atómico a una presión
ligeramente inferior a la atmosférica (por el paso de una corriente eléctrica)
emite un espectro de radiación que contiene solo determinada longitud de
onda. Se había visto que los principios de la mecánica clásica son
incompatibles con la estabilidad observada en el átomo de Hidrógeno. En
este átomo el electrón se ve obligado a girar alrededor del núcleo para evitar
caer sobre él, y sin embargo debe radiar energía electromagnética de modo
continuo. Del mismo modo que otros fenómenos aparentemente paradójicos
parece apropiado preguntarse si no será esto también cierto para el caso del
átomo. Para comenzar, examinaremos el comportamiento ondulatorio de un
electrón en orbita alrededor de un núcleo de Hidrógeno. La longitud de onda
de De Broglie de este electrón es:
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE (Heinsemberg 1927)
Si se ilumina un sólido (∑ 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 ) con longitud de onda 𝜆 y
ℎ
momentum lineal 𝑃 = 𝜆 , variara la cantidad de movimiento de los átomos
ℎ
∑ 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠) en una cantidad ∆𝑃𝑒 =
, que no es tra cosa que la
𝜆
𝑓
aplicación de la conservación del momentum lineal.
Si se desea medir la posición y cantidad de movimiento de algo en un
instante determinado, debemos excitarlo de alguna forma. Un electrón puede
examinarse con la ayuda de luz de .longitud de onda 𝜆 , con este proceso, los
fotones luminosos golpean o impactan al electrón y salen despedidos con
una cantidad de movimiento 𝑃 =
ℎ
. Al colisionar con un electrón, este
𝜆
experimenta una variación en su cantidad de movimiento, la medida de este
ℎ
introduce una indeterminación ∆𝑃 = 𝜆 .
Cuanto mayor es la longitud de onda 𝜆 de la luz empleada en “ver” al
electron e, más pequeña será la indeterminación de su cantidad de
movimiento. Como la luz tiene propiedades ondulatorias, no es posible
esperar la determinación de la posición del electrón e con una seguridad
infinita. En cualquier circunstancia, sin embargo es razonable esperar el
poder mantener la indeterminación irreductible de posición ∆𝑥 a una
longitud de onda de luz utilizada. ∆𝑥 = 𝜆𝑓 Para longitudes de ondas más
cortas, menor es la indeterminación ∆𝑥 = 𝜆𝑓 , se desprende que si se emplea
luz de longitudes de ondas pequeñas, para mejorar la determinación de la
posición, habrá una reducción correspondiente en la seguridad de la
determinación de la cantidad de movimiento, por el contrario, luz de
longitudes de ondas grandes dará buenos resultados en la determinación de
la cantidad de movimiento, pero valores muy imprecisos en su posición.
PARTICULAS FUNDAMENTALES DEL ATOMO
Los primeros modelos atómicos consideraban básicamente tres tipos de
partículas subatómicas: protones, electrones y neutrones. Más adelante el
descubrimiento de la estructura interna de protones y neutrones, reveló que
estas eran partículas compuestas. Además el tratamiento cuántico usual de
las interacciones entre las partículas comporta que la cohesión del átomo
requiere otras partículas bosónicas como los piones, gluones o fotones.
EL PROTON: El protón (en griego protón significa primero) es una
partícula subatómica con una carga eléctrica de una unidad fundamental
positiva (+)(1,602 x 10–19 culombios) y una masa de 938,3 MeV/c2
(1,6726 × 10–27 Kg.) o, del mismo modo, unas 1836 veces la masa de un
electrón. Experimentalmente, se observa el protón como estable, con un
límite inferior en su vida media de unos 1035 años, aunque algunas teorías
predicen que el protón puede desintegrarse. El protón y el neutrón, en
conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el núcleo de los
átomos. El núcleo del isótopo más común del átomo de hidrógeno (también
el átomo estable más simple posible) es un único protón.
Los núcleos de otros átomos están compuestos de nucleones unidos por la
fuerza nuclear fuerte. El número de protones en el núcleo determina las
propiedades químicas del átomo y qué elemento químico es.
EL NEUTRON: El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos
los núcleos atómicos (la única excepción es el hidrógeno), ya que interactúa
fuertemente atrayéndose con los protones, pero sin repulsión electrostática.
Un neutrón es un barión neutro formado por dos quarks down y un quark up.
Forma, junto con los protones, los núcleos atómicos. Fuera del núcleo
atómico es inestable y tiene una vida media de unos 15 minutos emitiendo
un electrón y un antineutrino para convertirse en un protón. Su masa es muy
similar a la del protón. Algunas de sus propiedades:
Masa: mn = 1,675x10-27 Kg. = 1,008587833 uma
Vida media: tn = 886,7 ± 1,9s
Momento magnético: mn = -1,9130427 ±
0,0000005 mN
EL ELECTRON: El electrón (Del griego ελεκτρον, ámbar), comúnmente
representado como e−) es una partícula subatómica de tipo fermiónico. En
un átomo los electrones rodean el núcleo atómico, compuesto
fundamentalmente de protones y neutrones. Los electrones tienen una masa
pequeña respecto al protón, y su movimiento genera corriente eléctrica en la
mayoría de los metales. Estas partículas desempeñan un papel primordial en
la química ya que definen las atracciones con otros átomos.
ANTIMATERIA: Mucha de la gente que se inicia en la astronomía,
generalmente se encuentra con ésta palabra: 'antimateria', ¿pero que es
realmente la antimateria? Voy a intentar explicarlo de forma sencilla para
que no se necesiten elevados conocimientos físicos para entenderlo. La
materia normal como la conocemos, está compuesta de átomos, las distintas
organizaciones de distintos átomos forman todos los tipos de moléculas y
estos a su vez la materia. Estos átomos están compuestos por electrones,
protones y neutrones, los elementos más pequeños conocidos (sin tener en
cuenta los quarks). La antimateria se compone del mismo modo, con algo
llamado anti-átomos, que están formados por antielectrones (o también
llamados positrones), antiprotones y el extraño antineutrón.
LOS QUARKS El primer grupo de partículas fundamentales está
constituido (a) por los quarks. Al momento se conocen seis tipos o sabores
de quarks, los cuales se agrupan en tres generaciones. Una generación de
partículas fundamentales está compuesta de dos quarks y dos leptones. Los
quarks poseen varias características partículas. Los quarks nunca están en la
naturaleza en estado libre, es decir, estos siempre están unidos formando
dúos o tríos. Al unirse forman otras partículas, las cuales conocemos como
hadrones, la palabra hadrón proviene del griego y quiere decir duro. Los
HADRONES a su vez se agrupan en dos grupos: los mesones y los
BARIONES. Para realizar esta clasificación se utiliza como criterio el
número de quarks que constituyen al hadrón. De ser una pareja, estará
formada por un Quark y un anti-quark, a este tipo de partícula se le conoce
como un mesón. Por otro lado si es un trío de quarks o de Antic-quarks a la
partícula se le conoce como un barión. Como antes habíamos mencionando
la existencia de los quarks fue propuesta por Gell-Mann y Zweig. Esto teoría
resolvió el problema que representaba la evidencia experimental de a
principios de los sesentas. Existía evidencia de que gran número de las
partículas descubiertas hasta ese momento tenia estructura interna.
La Regla de HUND es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales
que posea igual energía. Dicha regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich
Hund, y es conocida también bajo el nombre de regla de máxima multiplicidad
de Hund. La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual
energía, así podemos decir que existen tres orbitales tipo p, cinco orbitales
atómicos tipo d, y siete tipo f. En ellos se van colocando los electrones con spines
paralelos en la medida de lo posible. La partícula analizada será más estables ( es
decir, tendrá menor energía), cuando los electrones se encuentren en modo
desapareado, con espines colocados paralelamente, en cambio poseerá mayor
energía cuando los electrones se encuentren apareados, es decir los electrones
colocados de manera antiparalela o con espines de tipo opuestos. En cuanto al
principio de AUFBAU que seguimos para no cometer errores en la regla de
Hund, este se basa en un diagrama de orbitales, en donde si seguimos el orden de
llenado que nos indican las flechas que en el aparecen, llenaremos correctamente
los orbitales. Así, dicho diagrama empieza con el 1s, seguido de 2s, para después
subir al valor 2p y bajar de nuevo a 3s, 3p y seguir por 4s, así sucesivamente
siguiendo el orden de las flechas. También se le conoce como regla de las
diagonales, o del serrucho. Así el orden será: 1s, 2s, 2p, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,
6s, 4f, 5d, 6p, etc. A menudo se suele representar los orbitales a través de un
cuadro rectangular, usando flechas hacia arriba o hacia abajo, para designar los
electrones con números cuánticos magnéticos de spin con valores +1/2 ó -1/2,
respectivamente. Según la regla de Hund, la cual fue formulada por primera vez en
el año 1925, la configuración más estable es la que los electrones se encuentran
ocupando orbitales distintos, y con spines que estén orientados paralelamente. La
ocupación, u semiocupación de los orbitales se puede comprender de manera
sencilla, pues la repulsión electrostática entre los electrones es ínfima. La
preferencia por los spines paralelos, se pueden ver justificados solamente sobre la
base de un tratamiento de la mecánica ondulatoria. EL PRINCIPIO DE
EXCLUSIÓN DE PAULI es un principio cuántico enunciado por Wolfgang
Ernst Pauli en 1925. Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus
números cuánticos idénticos en el mismo sistema cuántico ligado.
Cordialmente, Profesora laksmi Latorre M.