Modelos atómicos de la Historia

mODELO ATÓMICO DE DALTON
La idea de átomo fue introducida por los filósofos de la antigua Grecia (en griego a = no, tomos = división)
como partícula a la que se llega por sucesivas divisiones de la materia, pero que es en sí misma indivisible.
La hipótesis atómica fue introducida en la ciencia moderna de la mano de John Dalton (1766−1844),
estableciendo una conexión firme entre el concepto de átomo y el concepto de elemento químico. Para Dalton
las sustancias simples o elementos están formados por átomos iguales entre sí, pero diferentes de un elemento
a otro, lo que explicaría que sus propiedades sean también diferentes. Las sustancias compuestas están
formadas por átomos compuestos (moléculas) formados por la unión de dos o más átomos simples distintos.
La moderna teoría atómica, al aclarar en qué consiste la estructura interna del átomo, ha precisado el concepto
de elemento químico propuesto por Dalton. La noción actual de elemento químico es la de una sustancia
compuesta por átomos que poseen un número atómico idéntico y característico de cada elemento. Esta
definición, que hace referencia a la estructura del átomo, reemplaza a la operacional de Boyle como sustancia
que no puede descomponerse en otras más simples y constituye la etapa final de evolución de un concepto
científico.
Sin embargo, los diferentes acontecimientos de la física de finales de siglo vinieron a señalar la existencia de
partículas aún más pequeñas que los átomos. En 1885 Henry Becquerel (1852−1908) observó, de un modo
fortuito, que unos minerales de uranio emitían radiaciones que eran capaces de impresionar las placas
fotográficas y de electrizar el aire convirtiéndolo en conductor. Esta propiedad observada inicialmente para las
sales de uranio y de torio recibió el nombre de radiactividad. Este fue uno de los indicios del carácter
complejo de los átomos.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Los experimentos de Crookes sobre descargas eléctricas a altas tensiones en tubos conteniendo gases a una
presión reducida habían puesto de manifiesto la existencia de unos rayos que salían del cátodo o polo negativo
del tubo y se dirigían al ánodo o polo positivo, como si se tratara de partículas cargadas negativamente.
Además, estos rayos catódicos eran desviados por el campo magnético de un imán tal y como había sido
observado con anterioridad para las corrientes eléctricas en las experiencias de electromagnetismo.
Para resolver algunas contradicciones surgidas en relación con la naturaleza de los rayos catódicos, J. J.
Thomson recibió el encargo de analizar con detalle las características de esta nueva radiación. Estudiando
cuidadosamente las desviaciones que experimentaban los rayos catódicos al ser sometidos a campos eléctricos
y a campos magnéticos, no sólo demostró claramente que se trataba de chorros de partículas negativas, sino
que, además, midió la relación entre su carga y su masa.
Los experimentos y razonamientos de Thomson le permitieron concluir que la masa de cada una de esas
partículas eran tan sólo una pequeñísima fracción de la del átomo más sencillo, el del hidrógeno. Así surgió el
concepto de electrón como partícula subatómica cargada negativamente y constitutiva de los rayos catódicos,
y junto con él la idea de que el átomo es divisible y, por tanto, ha de tener una estructura interna.
El propio Thomson fue el primero en proponer un modelo que describiera cómo estaban constituidos
internamente los átomos. 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
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sucedía en los tubos de descarga. Sin embargo, no fue capaz de explicar el origen de los espectros atómicos y
sus características.
modelo atómico de Rutherford:
Interesado por el fenómeno de la radiactividad, Ernest Rutherford (1871−1937) estudió los rayos emitidos por
los materiales radiactivos, determinó su naturaleza y estableció una clasificación entre ellos denominándolos
rayos
, rayos
y rayos
. Los rayos
correspondían a partículas cargadas positivamente, los rayos
eran chorros de electrones y los rayos
consistían en ondas electromagnéticas semejantes a la luz, pero mucho más energéticas.
Sus investigaciones sobre las partículas
le llevaron a identificarlas como átomos de helio que habían perdido sus electrones. Esta idea de relacionar
partículas positivas con fracciones de átomos le permitiría más tarde descubrir el protón como la parte
positiva (núcleo) del átomo más sencillo, el de hidrógeno.
Después de comprender su naturaleza, Rutherford decidió emplear las partículas
como instrumentos para la investigación de la materia. Bombardeó una delgada lámina de oro con partículas
procedentes de materiales radiactivos observando que, en su mayor parte, las partículas atravesaban la lámina
sin sufrir desviaciones y sólo una pequeña fracción era fuertemente desviada. Estos resultados hacían
insostenible un modelo compacto de átomo como el propuesto por Thomson y apuntaban a otro en el cual
predominasen los espacios vacíos sobre los llenos.
Tomando como base los resultados de sus experimentos, Rutherford ideó un modelo atómico en el cual toda la
carga positiva y la mayor parte de la masa del átomo estaban situadas en un reducido núcleo central que
denominó núcleo atómico. Los electrones atraídos por fuerzas electrostáticas girarían en torno al núcleo
describiendo órbitas circulares de un modo semejante a como lo hacen los planetas en torno al Sol, por efecto
en este caso de fuerzas gravitatorias.
El átomo nucleado de Rutherford, también llamado modelo planetario por su semejanza con un diminuto
sistema solar, consiguió explicar los resultados obtenidos en la dispersión de partículas
por láminas metálicas. Según este modelo, la mayor parte de las partículas
atravesarían los átomos metálicos sin colisionar con el núcleo. La poca densidad de materia de la envoltura
electrónica sería una barrera despreciable para este tipo de partículas. Sólo en el caso poco probable de que el
proyectil encontrase un núcleo de oro en su camino retrocedería bruscamente debido a la mayor masa de éste.
Sin embargo, por su propia definición el modelo de Rutherford estaba en contradicción con las predicciones
de la física clásica, según la cual cuando una carga eléctrica en movimiento curva su trayectoria, emite energía
en forma de radiación. Tal pérdida de energía haría al átomo inestable y los electrones, moviéndose en espiral,
acabarían precipitándose sobre el núcleo en poco más de una millonésima de segundo. El modelo desarrollado
con posterioridad por Niels Bohr iniciaría el camino hacia la solución de este importante enigma.
La desintegración radiactiva
Algunos núcleos atómicos son inestables y sufren transformaciones en su interior, transformaciones que van
acompañadas de la emisión de uno o más tipos de partículas. Este fenómeno se conoce como desintegración
radiactiva o radiactividad. La desintegración radiactiva supone la transformación de núcleos de un tipo en
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nuevas especies nucleares que pueden a su vez ser inestables, dando lugar así a una sucesión de elementos
radiactivos o serie radiactiva. La mayor parte de los isótopos radiactivos presentes en la naturaleza pertenecen
a una de las cuatro series conocidas por el nombre del elemento progenitor o cabeza de la serie. Son la serie
del torio (90Th232), la serie del neptunio (92Np237), la serie del uranio (92U238) y la serie del actinio
(92Ac235).
Estas transformaciones nucleares van acompañadas de la emisión de partículas
(núcleos de helio 2He4), de partículas
(electrones −1eo) o de rayos
. En el primer caso, al pasar de un elemento a otro de la serie, el número másico A se reduce en 4 unidades y el
número atómico Z en dos; en el segundo el número másico no sufre cambio alguno, pero en virtud de la
conservación de la carga eléctrica el número de protones Z aumenta en una unidad; la desintegración
puede considerarse como la conversión de un neutrón en un protón y un electrón, de ahí que A no varíe, pues
aunque Z aumenta en una unidad, N disminuye en igual cantidad. La emisión de rayos
, al tratarse de radiación electromagnética, no cambia ni el número másico A ni el número atómico Z del
núcleo inicial.
El periodo de semidesintegración es una magnitud que caracteriza el comportamiento radiactivo de un
isótopo. Se define como el tiempo necesario para que el número de núcleos radiactivos de una muestra dada
se reduzca a la mitad.
Junto con la radiactividad natural debida a isótopos radiactivos presentes en la naturaleza, es posible generar
artificialmente núcleos inestables bombardeando átomos con partículas de elevada energía. Tales partículas
pueden romper el núcleo atómico inicialmente estable dando lugar a otros núcleos radiactivos. Estos procesos
de transformación nuclear se conocen como reacciones nucleares.
Los isótopos radiactivos tienen un elevado número de aplicaciones en la industria, en la investigación física y
biológica y en la medicina. Así se recurre al análisis de un isótopo del carbono C14 para determinar edades de
restos fósiles; se utilizan isótopos radiactivos en biología como elementos trazadores, que incorporados a
moléculas de interés, permiten seguir su rastro en un organismo vivo. Su empleo en radioterapia hace posible
el tratamiento y curación de diferentes tipos de enfermedades cancerosas.
Reacciones nucleares
Las reacciones nucleares son transformaciones de unos núcleos en otros, transformaciones que se consiguen
bombardeando un núcleo a modo de blanco con un proyectil, que puede ser una partícula subatómica como el
neutrón, un núcleo sencillo como una partícula
o incluso rayos
de suficiente energía.
La fisión es un tipo de reacción nuclear en la cual un núcleo pesado, como el de uranio o el de torio, se divide
o fisiona, por lo general, en dos grandes fragmentos con una liberación importante de energía.
Un aspecto destacable de las reacciones de fisión es la producción de neutrones que se liberan, bien en el
momento de la fisión, bien como consecuencia de la inestabilidad de alguno de los fragmentos producidos. El
número medio de neutrones liberado por cada fisión resulta ser superior a dos, lo que sugiere la posibilidad de
que estos neutrones producidos puedan dar lugar, a su vez, a una nueva reacción de fisión. Este proceso, que
se conoce como reacción en cadena, puede ser controlado como en los reactores nucleares o incontrolado
como en la bomba atómica.
La fusión nuclear constituye un proceso de tipo inverso al de la fisión en el cual dos núcleos ligeros se reúnen
para formar uno más pesado. Debido a la repulsión electrostática entre los núcleos iniciales, para que se lleve
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a cabo la fusión es necesario que la energía de aquéllos sea suficiente como para vencer tal repulsión. Dado
que la intensidad de ésta aumenta con el número atómico Z, la fusión nuclear sólo se produce en núcleos
ligeros, para los cuales la cantidad de energía cinética inicial necesaria es razonable. Aun en tales casos, la
fusión requiere energías que implican temperaturas del orden de los 109º K, lo que constituye el principal
problema práctico para conseguir controlar el proceso. Las reacciones de fusión nuclear que tienen lugar en
estas condiciones se denominan reacciones termonucleares.
MODELO ATÓMICO de Bohr:
En 1911 el joven físico danés Niels Bohr se había desplazado a Inglaterra como investigador visitante,
incorporándose finalmente al equipo de Rutherford, en donde tuvo oportunidad de estudiar de cerca el modelo
atómico planetario. Sólo unos años más tarde Bohr propondría un nuevo modelo que permitía superar las
dificultades del anterior y explicaba, con una excelente precisión, el origen de los espectros atómicos y sus
características.
Por aquel entonces los trabajos de Planck y de Einstein, habían introducido en la física la idea de
cuantificación. En los fenómenos relacionados con la absorción o la emisión de radiación por la materia la
energía variaba de una forma discontinua, como a «saltos» o cuantos. Bohr fue capaz de efectuar la síntesis de
ambos esquemas, el modelo planetario de Rutherford y la cuantificación de la energía de Planck−Einstein,
construyendo de este modo su teoría del átomo.
Las siguientes ideas fundamentales describen lo esencial de este modelo atómico y se conocen como
postulados de Bohr:
1. Las órbitas que describen los electrones en torno al núcleo son estacionarias, es decir, el electrón gira en
ellas sin emitir ni absorber energía. A cada órbita le corresponde por tanto una energía definida e igual a la
que posee el electrón cuando está en ella.
2. La emisión o la absorción de radiación por un átomo va acompañada de saltos electrónicos de una órbita a
otra de diferente energía. La radiación emitida o absorbida tiene una frecuencia
tal que verifica la ecuación:
E2 − E1 = h
donde E2 y E1 representan las energías correspondientes a las órbitas entre las cuales se produce la transición,
siendo h la constante de Planck.
Como se pone de manifiesto en los anteriores postulados, Bohr admite la utilidad de la física clásica para
explicar algunos aspectos de su modelo y a la vez la rechaza para explicar otros. El problema de la
inestabilidad del átomo planteado con anterioridad para el modelo planetario de Rutherford, lo resuelve Bohr
imponiendo el carácter estacionario de las órbitas, lo cual equivale a negar, en ese punto, la validez de la física
clásica y aceptar la idea de cuantificación.
Órbitas, niveles de energía y espectros:
El modelo de Bohr fue desarrollado esencialmente para el átomo más sencillo, el de hidrógeno, que consta de
un protón y un solo electrón. Sobre la base de sus postulados es posible determinar el radio de las órbitas
permitidas, deducir la expresión de la energía que posee el electrón en ellas y explicar la fórmula de Rydberg
de los espectros de líneas.
La energía del electrón varía de una forma discontinua. Cada valor En define un nivel o estado energético del
electrón. El nivel E1, correspondiente al primer valor del número cuántico n, recibe el nombre de nivel o
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estado fundamental y los sucesivos E2, E3... se denominan estados excitados. El nivel fundamental
corresponde al estado de mínima energía. A medida que crece n, decrece su valor absoluto En, pero debido a
su carácter negativo, su valor real aumenta, de ahí que los estados excitados correspondan a niveles
energéticos superiores.
El desarrollo de espectroscopios más potentes reveló que las líneas del espectro del hidrógeno no son
sencillas, sino que constan de una serie de componentes muy próximas entre sí. A pesar de sus éxitos
iniciales, el modelo de Bohr no pudo explicar esta estructura fina de las rayas espectrales del hidrógeno. Para
conseguirlo Sommerfeld y Wilson debieron modificar su teoría admitiendo que las órbitas electrónicas eran
elipses cuya excentricidad, podía variar, y con ella la energía del electrón.
A pesar de este ajuste teórico, el modelo de Bohr no fue capaz de explicar satisfactoriamente los espectros de
átomos complejos. Los físicos de la época tomaron entonces conciencia de que no podían eliminarse los
defectos de este modelo introduciendo retoque tras retoque en la teoría. Era necesario renovar los propios
fundamentos e idear una nueva mecánica capaz de describir el átomo y explicar completamente sus
manifestaciones. Esa nueva teoría, que permite estudiar los sistemas microscópicos como el átomo y la
molécula, se conoce como mecánica cuántica.
Niveles de energía y números cuánticos:
La cuantificación de la energía, tal y como se refleja en los espectros atómicos, fue incorporada a la mecánica
ondulatoria recurriendo a la noción de ondas estacionarias de De Broglie.La descripción del estado del
electrón, definido por las características de su orbital o por la magnitud de su nivel energético
correspondiente, resulta depender de cuatro números cuánticos sucesivos:
• El número cuántico principal se representa por la letra n y da idea de la distancia media que separa el
electrón del núcleo. Es el número que en una primera aproximación determina la energía de los posibles
estados cuánticos del electrón. Toma valores enteros n = 1, 2, 3 ...
• El número cuántico secundario se representa por la letra l y está relacionado con la forma geométrica de los
orbitales. Desde un punto de vista energético, el número cuántico l describe el estado del electrón en un
segundo nivel de refinamiento. Así, cada nivel n se desdobla en otros tantos subniveles l definidos por los
valores enteros comprendidos entre 0 y n−1. Este número cuántico permite explicar la llamada estructura
fina de los espectros atómicos. En ausencia de campos magnéticos, la energía de un electrón queda
determinada por los números cuánticos n y l.
• El número cuántico magnético se representa por la letra m y da cuenta de las posibles orientaciones
espaciales del movimiento orbital del electrón cuando se le somete a la acción de un campo magnético
externo. En tales circunstancias el movimiento electrónico es perturbado por la influencia del campo y cada
subnivel se desdobla en tantos otros como valores puede tomar m, que son todos los números enteros,
incluido el cero, comprendidos entre +l y −l; en total son 2l + 1 valores.
• El número cuántico de espín se representa por la letra s y puede tomar dos únicos valores: +1/2 y −1/2. El
electrón se comporta como si efectuase un movimiento de giro interno (en inglés spin = giro) con dos
posibles sentidos de rotación, a derecha y a izquierda; o más exactamente, el electrón se manifiesta como
un minúsculo imán cuya orientación, al aplicar un campo magnético externo, sólo puede ser o paralela (s =
+ 1/2) o antiparalela (s = − 1/2) a la dirección del campo.
CONCLUSIÓN
Tras el descubrimiento del protón, efectuado por Rutherford en 1914, se llegó a la conclusión de que el núcleo
atómico estaba formado por protones. El desarrollo de precisas técnicas de medida de masas de átomos y de
núcleos atómicos puso de manifiesto que la masa de un núcleo es siempre mayor que la masa de un número de
protones igual al número de electrones del átomo correspondiente. Este exceso notable de masa indicaba que
otras partículas pesadas, junto con los protones, constituían el núcleo atómico.
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Por sí sola, la presencia de electrones en el núcleo no podía justificar tan importante diferencia de masa, ya
que la masa del electrón es más de mil ochocientas veces menor que la del protón, sin embargo podrían
neutralizar la carga de los protones de modo que el número de cargas positivas en el núcleo resultase igual al
de cargas negativas en la corteza electrónica. De este modo se conseguía explicar la emisión de partículas
, identificadas como electrones, en los fenómenos de desintegración radiactiva. El núcleo estaría formado
entonces por protones en exceso y electrones.
En 1932 J. Chadwick descubre el neutrón, una nueva partícula de masa ligeramente superior a la del protón,
pero sin carga eléctrica. Sobre esta base experimental Heisenberg propone su teoría del núcleo actualmente en
vigor, según la cual el núcleo atómico estaba formado por protones y neutrones. El número de protones
coincide con el de electrones y se representa por la letra Z; el número N de neutrones es aproximadamente
igual al de protones en los átomos ligeros, pero crece a medida que Z.
Un átomo cualquiera se representa en la forma ZXA, donde X es el símbolo químico del átomo
correspondiente, Z es el número de protones, también llamado número atómico y A es el número másico suma
de Z y N. Dos núcleos que teniendo el mismo número de protones difieran en su número de neutrones se
denominan isótopos. El hidrógeno 1H1, el deuterio 2H1 y el tritio 3H1 son ejemplos de isótopos. Dado que
las propiedades químicas dependen sólo de la composición de la corteza atómica, los isótopos de un elemento
dado poseen las mismas propiedades químicas.
La carga eléctrica no es una propiedad física decisiva para las partículas componentes del núcleo; de ser así la
repulsión electrostática entre los protones lo disgregaría instantáneamente. En el interior del núcleo tiene lugar
una fuerza de atracción protón−protón, protón−neutrón o neutrón−neutrón, indistintamente, cien veces más
intensa que la de repulsión electrostática entre los protones y que se conoce como fuerza nuclear. Debido a
que este tipo de fuerzas no dependen de la carga eléctrica, a las partículas constituyentes del núcleo, ya sean
protones, ya sean neutrones, se les denomina genéricamente nucleones. La fuerza nuclear es, por tanto, una
fuerza de interacción nucleón−nucleón.
La primera estimación del tamaño del núcleo atómico fue efectuada por Rutherford. Según sus cálculos, el
núcleo debía tener un diámetro del orden de 10−15 m frente a los 10−10 m del átomo completo, es decir, unas
cien mil veces más pequeño. Ello significa que si un átomo creciese hasta alcanzar el tamaño de la Tierra, su
núcleo no sobrepasaría el de un balón de balonmano.
MODELOS ATÓMICOS
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IMPORTANTES DE LA Hª
ÍNDICE
• MODELO ATÓMICO DE DALTON
• MODELO ATÓMICO DE THOMSON
6
• MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD:
• La disgregación radiactiva
• Reacciones nucleares
• MODELO ATÓMICO DE BOHR:
• Órbitas, niveles de energía y espectros
• Niveles de energía y números cuánticos
• CONCLUSIÓN
7