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EL átomo.
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El tamaño del átomo , El átomo nuclear de Rutherford, El núcleo atómico, El átomo de Bohr,
Espectro, Líneas espectrales , Modelos atómicos, gráficos, Radiactividad , Radiactividad
artificial , el cuanto de Planck , Efecto Fotoeléctrico, El principio de in
Fecha de inclusión en Alipso.com: 2000-08-29
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El tamaño del átomo , El átomo nuclear de Rutherford, El núcleo atómico, El átomo de Bohr,
Espectro, Líneas espectrales , Modelos atómicos, gráficos, Radiactividad , Radiactividad artificial , el cuanto
de Planck , Efecto Fotoeléctrico, El principio de in Agregado: 29 de AGOSTO de 2000 (Por ) | Palabras:
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y Monografías > Física >Material educativo de Alipso relacionado con atomoEvaluación de Biología:
...Teoría Atómica Moderna: ...El átomo.: El átomo, molécula, ion, compuesto, definicion completa de todos
estos elementos.Enlaces externos relacionados con atomo
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Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico.
El tamaño del átomo
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 lograr respuestas satisfactorias. Posteriormente se
diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso 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 (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y
una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de
átomos.
El átomo nuclear de Rutherford
El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo,
que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo,
que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la
masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que
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EL átomo.
formaban parte del átomo, viajaban en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica
positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la
carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro.
El núcleo atómico
En 1919, Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía partículas alfa. Algunas de estas
partículas colisionaban con los núcleos de los átomos de nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los
átomos de nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformado emitía
una partícula positivamente cargada. Se comprobó que esas partículas eran idénticas a los núcleos de átomos
de hidrógeno. Se las denominó protones. Las investigaciones posteriores demostraron que los protones forman
parte de los núcleos de todos los elementos.
No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el físico británico James
Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el
protón pero carece de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En
cualquier átomo dado, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, al número atómico
del átomo. Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones) que
tienen diferente número de neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos se identifica con el símbolo
35Cl, y su pariente más pesado con 37Cl. Los superíndices identifican la masa atómica del isótopo, y son
iguales al número total de neutrones y protones en el núcleo del átomo. A veces se da el número atómico como
subíndice, como por ejemplo }Cl.
Los núcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y un número impar de
protones; todos menos cuatro de los isótopos correspondientes a núcleos de este tipo son radiactivos. La
presencia de un gran exceso de neutrones en relación con los protones también reduce la estabilidad del
núcleo; esto sucede con los núcleos de todos los isótopos de los elementos situados por encima del bismuto en
la tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. La mayor parte de los núcleos estables conocidos contiene un
número par de protones y un número par de neutrones.
El átomo de Bohr
Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida
como teoría atómica de Bohr. Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles
cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración
electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único
electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un
máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa
está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas
pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa
llena. Los “últimos” electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo,
determinan el comportamiento químico del átomo.
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EL átomo.
Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica
externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón,
xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de
los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con
facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos
químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón
para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que
obtienen electrones.
Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los
primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes
de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva
capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad,
ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición
regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la
tabla periódica.
Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que
giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente.
Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su
posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un
electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del
átomo como “nube de probabilidad” ha sustituido al modelo de sistema solar.
Espectro
Serie de colores semejante a un arco iris —por este orden: violeta, azul, verde, amarillo, anaranjado y rojo—
que se produce al dividir una luz compuesta como la luz blanca en sus colores constituyentes. El arco iris es un
espectro natural producido por fenómenos meteorológicos. Puede lograrse un efecto similar haciendo pasar luz
solar a través de un prisma de vidrio.
Líneas espectrales Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneas espectrales
características de numerosos elementos. Los átomos excitados por energía suministrada por una fuente externa
emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja presión en un tubo
de vidrio y se hace pasar una corriente eléctrica a través de él, desprende luz visible de color rojizo. El examen
cuidadoso de esa luz mediante un espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luz
separadas por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura del espectroscopio que se forma en un
color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda definida y una determinada energía asociada. La
teoría de Bohr permite a los físicos calcular esas longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que los
electrones pueden moverse en órbitas estables dentro del átomo. Mientras un electrón permanece en una órbita
a distancia constante del núcleo, el átomo no irradia energía. Cuando el átomo es excitado, el electrón salta a
una órbita de mayor energía, a más distancia del núcleo. Cuando vuelve a caer a una órbita más cercana al
núcleo, emite una cantidad discreta de energía que corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El
electrón puede volver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando órbitas que no estén
completamente llenas. Cada línea observada representa una determinada transición electrónica entre órbitas de
mayor y menor energía.
En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado que resultan afectados los
electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas
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implican cantidades de energía muy grandes.
Modelos atómicos
La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por los datos experimentales. El modelo de
Rutherford, en el que los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los
resultados de experimentos de dispersión, pero no el motivo de que los átomos sólo emitan luz de
determinadas longitudes de onda (emisión discreta). Bohr partió del modelo de Rutherford pero postuló
además que los electrones sólo pueden moverse en determinadas órbitas; su modelo explicaba ciertas
características de la emisión discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en otros elementos. El modelo de
Schrödinger, que no fija trayectorias determinadas para los electrones sino sólo la probabilidad de que se
hallen en una zona, explica parcialmente los espectros de emisión de todos los elementos; sin embargo, a lo
largo del siglo XX han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para explicar otros fenómenos espectrales.
Radiactividad
Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia finales del siglo XIX dejó claro que el átomo no
era una partícula sólida de materia que no pudiera ser dividida en partes más pequeñas. En 1895, el científico
alemán Wilhelm Conrad Roentgen anunció el descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesar láminas
finas de plomo. En 1897, el físico inglés J. J. Thomson descubrió el electrón, una partícula con una masa muy
inferior al de cualquier átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel comprobó que
determinadas sustancias, como las sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origen misterioso. El
matrimonio de científicos franceses formado por Marie y Pierre Curie aportó una contribución adicional a la
comprensión de esas sustancias “radiactivas” Como resultado de las investigaciones del físico británico Ernest
Rutherford y sus coetáneos, se demostró que el uranio y algunos otros elementos pesados, como el torio o el
radio, emiten tres clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma
(g). Las dos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas eléctricamente cargadas, se
denominan actualmente partículas alfa y beta. Posteriormente se comprobó que las partículas alfa son núcleos
de helio y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de partes más pequeñas.
Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas electromagnéticas, similares a los rayos X pero
con menor longitud de onda.
Radiactividad artificial
Los experimentos llevados a cabo por los físicos franceses Frédéric e Irène Joliot-Curie a principios de la
década de 1930 demostraron que los átomos estables de un elemento pueden hacerse artificialmente
radiactivos bombardeándolos adecuadamente con partículas nucleares o rayos. Estos isótopos radiactivos
(radioisótopos) se producen como resultado de una reacción o transformación nuclear. En dichas reacciones,
los algo más de 270 isótopos que se encuentran en la naturaleza sirven como objetivo de proyectiles nucleares.
El desarrollo de “rompeátomos”, o aceleradores, que proporcionan una energía elevada para lanzar estas
partículas-proyectil ha permitido observar miles de reacciones nucleares.
Introducción del cuanto de Planck
A principios del siglo XX, los físicos aún no reconocían claramente que éstas y otras dificultades de la física
estaban relacionadas entre sí. El primer avance que llevó a la solución de aquellas dificultades fue la
introducción por parte de Planck del concepto de cuanto, como resultado de los estudios de la radiación del
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cuerpo negro realizados por los físicos en los últimos años del siglo XIX (el término ‘cuerpo negro’ se refiere
a un cuerpo o superficie ideal que absorbe toda la energía radiante sin reflejar ninguna). Un cuerpo a
temperatura alta —al rojo vivo— emite la mayor parte de su radiación en las zonas de baja frecuencia (rojo e
infrarrojo); un cuerpo a temperatura más alta —al rojo blanco— emite proporcionalmente más radiación en
frecuencias más altas (amarillo, verde o azul). Durante la década de 1890, los físicos llevaron a cabo estudios
cuantitativos detallados de esos fenómenos y expresaron sus resultados en una serie de curvas o gráficas. La
teoría clásica, o precuántica, predecía un conjunto de curvas radicalmente diferentes de las observadas. Lo que
hizo Planck fue diseñar una fórmula matemática que describiera las curvas reales con exactitud; después
dedujo una hipótesis física que pudiera explicar la fórmula. Su hipótesis fue que la energía sólo es radiada en
cuantos cuya energía es hu, donde u es la frecuencia de la radiación y h es el ‘cuanto de acción’, ahora
conocido como constante de Planck.
Efecto Fotoeléctrico
Formación y liberación de partículas eléctricamente cargadas que se produce en la materia cuando es
irradiada con luz u otra radiación electromagnética. El término efecto fotoeléctrico designa varios tipos de
interacciones similares. En el efecto fotoeléctrico externo se liberan electrones en la superficie de un conductor
metálico al absorber energía de la luz que incide sobre dicha superficie. Este efecto se emplea en la célula
fotoeléctrica, donde los electrones liberados por un polo de la célula, el fotocátodo, se mueven hacia el otro
polo, el ánodo, bajo la influencia de un campo eléctrico.
El estudio del efecto fotoeléctrico externo desempeñó un papel importante en el desarrollo de la física
moderna. Una serie de experimentos iniciados en 1887 demostró que el efecto fotoeléctrico externo tenía
determinadas características que no podían explicarse por las teorías de aquella época, que consideraban que la
luz y todas las demás clases de radiación electromagnética se comportaban como ondas. Por ejemplo, a
medida que la luz que incide sobre un metal se hace más intensa, la teoría ondulatoria de la luz sugiere que en
el metal se liberarán electrones con una energía cada vez mayor. Sin embargo, los experimentos mostraron que
la máxima energía posible de los electrones emitidos sólo depende de la frecuencia de la luz incidente, y no de
su intensidad.
En 1905, para tratar de explicar el mecanismo del efecto fotoeléctrico externo, Albert Einstein sugirió que
podría considerarse que la luz se comporta en determinados casos como una partícula, y que la energía de cada
partícula luminosa, o fotón, sólo depende de la frecuencia de la luz. Para explicar el efecto fotoeléctrico
externo, Einstein consideró la luz como un conjunto de "proyectiles" que chocan contra el metal.
Cuando un electrón libre del metal es golpeado por un fotón, absorbe la energía del mismo. Si el fotón tiene la
suficiente energía, el electrón es expulsado del metal. La teoría de Einstein explicaba muchas características
del efecto fotoeléctrico externo, como por ejemplo el hecho de que la energía máxima de los electrones
expulsados sea independiente de la intensidad de la luz. Según la teoría de Einstein, esta energía máxima sólo
depende de la energía del fotón que lo expulsa, que a su vez sólo depende de la frecuencia de la luz. La teoría
de Einstein se verificó por experimentos posteriores. Su explicación del efecto fotoeléctrico, con la
demostración de que la radiación electromagnética puede comportarse en algunos casos como un conjunto de
partículas, contribuyó al desarrollo de la teoría cuántica.
El término efecto fotoeléctrico también puede referirse a otros tres procesos: la fotoionización, la
fotoconducción y el efecto fotovoltáico. La fotoionización es la ionización de un gas por la luz u otra radiación
electromagnética. Para ello, los fotones tienen que poseer la suficiente energía para separar uno o más
electrones externos de los átomos de gas. En la fotoconducción, los electrones de materiales cristalinos
absorben energía de los fotones y llegan así a la gama de niveles de energía en la que pueden desplazarse
libremente y conducir electricidad. En el efecto fotovoltáico, los fotones crean pares electrón-hueco en
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materiales semiconductores. En un transistor, este efecto provoca la creación de un potencial eléctrico en la
unión entre dos semiconductores diferentes.
El principio de incertidumbre La imposibilidad de determinar exactamente la posición de un electrón en un
instante determinado fue analizada por Heisenberg, que en 1927 formuló el principio de incertidumbre. Este
principio afirma que es imposible especificar con exactitud y al mismo tiempo la posición y el momento lineal
de una partícula. En otras palabras, los físicos no pueden medir la posición de una partícula sin causar una
perturbación en la velocidad de dicha partícula. Se dice que el conocimiento de la posición y de la velocidad
son complementarios, es decir, que no pueden ser precisos al mismo tiempo. Este principio también es
fundamental en la visión de la mecánica cuántica que suele aceptarse en la actualidad: los caracteres
ondulatorio y corpuscular de la radiación electromagnética pueden interpretarse como dos propiedades
complementarias de la radiación.
Principio de dualidad Onda-corpúsculo
Posesión de propiedades tanto ondulatorias como corpusculares por parte de los objetos subatómicos. El
principio fundamental de la teoría cuántica es que una entidad que estamos acostumbrados a considerar como
una partícula (por ejemplo, un electrón, con un momento lineal p) puede comportarse también como una onda,
mientras que otras entidades que solemos concebir como ondas (por ejemplo, la luz, con una longitud de onda
l) también pueden describirse como corpúsculos (en este caso, fotones). La longitud de onda l y el momento
lineal p de una entidad cuántica están relacionados por la ecuación pl=h, donde h es una constante conocida
como constante de Planck.
Esta dualidad onda-corpúsculo se aprecia especialmente bien en los experimentos de ‘doble rendija’, en los
que un cañón de partículas dispara electrones o fotones (uno cada vez) a través de un par de agujeros en una
barrera, tras lo que son detectados en una pantalla situada al otro lado. En ambos casos, lo que sale del cañón y
lo que llega a la pantalla detectora son partículas, y cada una marca un punto individual en la pantalla. No
obstante, la figura global que se acumula en la pantalla a medida que se disparan más y más corpúsculos a
través de los dos agujeros es un diagrama de interferencia formado por franjas claras y oscuras, que sólo
pueden explicarse como resultado de ondas que pasan por ambos agujeros de la barrera e interfieren entre sí.
Esto se expresa en el aforismo de que las entidades cuánticas “viajan como ondas pero llegan como
partículas”.
Números cúanticos
Estos números cuánticos se emplen para describir matemáticamente un modelo tridimensional del átomo. El
número cuántico principal, n, define el estado de energía principal, o capa, de un electrón en órbita. El número
cuántico orbital, l, describe la magnitud del momento angular del electrón en órbita. El número cuántico m
describe la orientación magnética en el espacio del plano de la órbita del electrón. El llamado espín se designa
con el número cuántico de espín magnético, ms, que puede adoptar el valor de -1 o +1 según la dirección del
espín. Para cada número cuántico, salvo ms, sólo están permitidos determinados valores enteros. Las
consecuencias de esta regla están sustancialmente de acuerdo con la ley periódica.
Por ejemplo, cuando el número cuántico principal n es 1, la teoría cuántica sólo permite que el número orbital
l y el número cuántico magnético m tengan un valor de 0, y que el número cuántico de espín ms sea +1 o -1.
El resultado es que sólo hay dos combinaciones posibles de números cuánticos: 1-0-0-(+1) y 1-0-0-(-1). Según
el principio de exclusión, cada una de estas dos combinaciones de números cuánticos puede ser adoptada por
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un único electrón. Por tanto, cuando el número cuántico principal es n = l, sólo dos electrones pueden ocupar
esa capa electrónica.
Cuando n = 2, la teoría cuántica permite que l sea 0 o 1, m sea +1, 0, o -1, y ms s sea +1 o -1. Existen ocho
combinaciones posibles de estos números cuánticos. Por tanto, en la segunda capa electrónica puede haber un
máximo de ocho electrones. Con este método puede establecerse el número máximo de electrones permitidos
en cada capa electrónica de cualquier átomo. La ley periódica se explica por el diferente grado de llenado de
las capas electrónicas de los átomos.
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EL átomo.
Raúl Gayoso Acción 1ºb Bachillerato
Indice
El atomo.....................................................................................3
El tamaño del atomo..................................................................3
El atomo nuclear de Rutherford.................................................3
El nucleo atómico.......................................................................4
El átomo de Bohr........................................................................5
Espectro......................................................................................6
Líneas espectrales.......................................................................7
Modelos atómicos.......................................................................8
Radiactividad...............................................................................9
Radiactividad artificial................................................................10
Introducción del cuanto de Planck..............................................10
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EL átomo.
Efecto fotoeléctrico......................................................................11
Principio de incertidumbre...........................................................12
Principio de dualidad Onda-corpúsculo.......................................12
Números cúanticos.......................................................................13
Bibliografía..................................................................................15
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EL átomo.
Bibliografía - Enciclopedia Encarta
"}
Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico.
El tamaño del átomo
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 lograr respuestas satisfactorias. Posteriormente se
diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso 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 (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y
una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de
átomos.
El átomo nuclear de Rutherford
El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo,
que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo,
que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la
masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que
formaban parte del átomo, viajaban en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica
positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la
carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro.
El núcleo atómico
En 1919, Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía partículas alfa. Algunas de estas
partículas colisionaban con los núcleos de los átomos de nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los
átomos de nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformado emitía
una partícula positivamente cargada. Se comprobó que esas partículas eran idénticas a los núcleos de átomos
de hidrógeno. Se las denominó protones. Las investigaciones posteriores demostraron que los protones forman
parte de los núcleos de todos los elementos.
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EL átomo.
No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el físico británico James
Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el
protón pero carece de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En
cualquier átomo dado, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, al número atómico
del átomo. Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones) que
tienen diferente número de neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos se identifica con el símbolo
35Cl, y su pariente más pesado con 37Cl. Los superíndices identifican la masa atómica del isótopo, y son
iguales al número total de neutrones y protones en el núcleo del átomo. A veces se da el número atómico como
subíndice, como por ejemplo }Cl.
Los núcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y un número impar de
protones; todos menos cuatro de los isótopos correspondientes a núcleos de este tipo son radiactivos. La
presencia de un gran exceso de neutrones en relación con los protones también reduce la estabilidad del
núcleo; esto sucede con los núcleos de todos los isótopos de los elementos situados por encima del bismuto en
la tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. La mayor parte de los núcleos estables conocidos contiene un
número par de protones y un número par de neutrones.
El átomo de Bohr
Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida
como teoría atómica de Bohr. Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles
cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración
electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único
electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un
máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa
está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas
pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa
llena. Los “últimos” electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo,
determinan el comportamiento químico del átomo.
Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica
externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón,
xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de
los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con
facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos
químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón
para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que
obtienen electrones.
Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los
primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes
de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva
capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad,
ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición
regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la
tabla periódica.
Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que
giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente.
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EL átomo.
Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su
posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un
electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del
átomo como “nube de probabilidad” ha sustituido al modelo de sistema solar.
Espectro
Serie de colores semejante a un arco iris —por este orden: violeta, azul, verde, amarillo, anaranjado y rojo—
que se produce al dividir una luz compuesta como la luz blanca en sus colores constituyentes. El arco iris es un
espectro natural producido por fenómenos meteorológicos. Puede lograrse un efecto similar haciendo pasar luz
solar a través de un prisma de vidrio.
Líneas espectrales Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneas espectrales
características de numerosos elementos. Los átomos excitados por energía suministrada por una fuente externa
emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja presión en un tubo
de vidrio y se hace pasar una corriente eléctrica a través de él, desprende luz visible de color rojizo. El examen
cuidadoso de esa luz mediante un espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luz
separadas por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura del espectroscopio que se forma en un
color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda definida y una determinada energía asociada. La
teoría de Bohr permite a los físicos calcular esas longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que los
electrones pueden moverse en órbitas estables dentro del átomo. Mientras un electrón permanece en una órbita
a distancia constante del núcleo, el átomo no irradia energía. Cuando el átomo es excitado, el electrón salta a
una órbita de mayor energía, a más distancia del núcleo. Cuando vuelve a caer a una órbita más cercana al
núcleo, emite una cantidad discreta de energía que corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El
electrón puede volver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando órbitas que no estén
completamente llenas. Cada línea observada representa una determinada transición electrónica entre órbitas de
mayor y menor energía.
En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado que resultan afectados los
electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas
implican cantidades de energía muy grandes.
Modelos atómicos
La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por los datos experimentales. El modelo de
Rutherford, en el que los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los
resultados de experimentos de dispersión, pero no el motivo de que los átomos sólo emitan luz de
determinadas longitudes de onda (emisión discreta). Bohr partió del modelo de Rutherford pero postuló
además que los electrones sólo pueden moverse en determinadas órbitas; su modelo explicaba ciertas
características de la emisión discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en otros elementos. El modelo de
Schrödinger, que no fija trayectorias determinadas para los electrones sino sólo la probabilidad de que se
hallen en una zona, explica parcialmente los espectros de emisión de todos los elementos; sin embargo, a lo
largo del siglo XX han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para explicar otros fenómenos espectrales.
Radiactividad
Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia finales del siglo XIX dejó claro que el átomo no
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era una partícula sólida de materia que no pudiera ser dividida en partes más pequeñas. En 1895, el científico
alemán Wilhelm Conrad Roentgen anunció el descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesar láminas
finas de plomo. En 1897, el físico inglés J. J. Thomson descubrió el electrón, una partícula con una masa muy
inferior al de cualquier átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel comprobó que
determinadas sustancias, como las sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origen misterioso. El
matrimonio de científicos franceses formado por Marie y Pierre Curie aportó una contribución adicional a la
comprensión de esas sustancias “radiactivas” Como resultado de las investigaciones del físico británico Ernest
Rutherford y sus coetáneos, se demostró que el uranio y algunos otros elementos pesados, como el torio o el
radio, emiten tres clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma
(g). Las dos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas eléctricamente cargadas, se
denominan actualmente partículas alfa y beta. Posteriormente se comprobó que las partículas alfa son núcleos
de helio y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de partes más pequeñas.
Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas electromagnéticas, similares a los rayos X pero
con menor longitud de onda.
Radiactividad artificial
Los experimentos llevados a cabo por los físicos franceses Frédéric e Irène Joliot-Curie a principios de la
década de 1930 demostraron que los átomos estables de un elemento pueden hacerse artificialmente
radiactivos bombardeándolos adecuadamente con partículas nucleares o rayos. Estos isótopos radiactivos
(radioisótopos) se producen como resultado de una reacción o transformación nuclear. En dichas reacciones,
los algo más de 270 isótopos que se encuentran en la naturaleza sirven como objetivo de proyectiles nucleares.
El desarrollo de “rompeátomos”, o aceleradores, que proporcionan una energía elevada para lanzar estas
partículas-proyectil ha permitido observar miles de reacciones nucleares.
Introducción del cuanto de Planck
A principios del siglo XX, los físicos aún no reconocían claramente que éstas y otras dificultades de la física
estaban relacionadas entre sí. El primer avance que llevó a la solución de aquellas dificultades fue la
introducción por parte de Planck del concepto de cuanto, como resultado de los estudios de la radiación del
cuerpo negro realizados por los físicos en los últimos años del siglo XIX (el término ‘cuerpo negro’ se refiere
a un cuerpo o superficie ideal que absorbe toda la energía radiante sin reflejar ninguna). Un cuerpo a
temperatura alta —al rojo vivo— emite la mayor parte de su radiación en las zonas de baja frecuencia (rojo e
infrarrojo); un cuerpo a temperatura más alta —al rojo blanco— emite proporcionalmente más radiación en
frecuencias más altas (amarillo, verde o azul). Durante la década de 1890, los físicos llevaron a cabo estudios
cuantitativos detallados de esos fenómenos y expresaron sus resultados en una serie de curvas o gráficas. La
teoría clásica, o precuántica, predecía un conjunto de curvas radicalmente diferentes de las observadas. Lo que
hizo Planck fue diseñar una fórmula matemática que describiera las curvas reales con exactitud; después
dedujo una hipótesis física que pudiera explicar la fórmula. Su hipótesis fue que la energía sólo es radiada en
cuantos cuya energía es hu, donde u es la frecuencia de la radiación y h es el ‘cuanto de acción’, ahora
conocido como constante de Planck.
Efecto Fotoeléctrico
Formación y liberación de partículas eléctricamente cargadas que se produce en la materia cuando es
irradiada con luz u otra radiación electromagnética. El término efecto fotoeléctrico designa varios tipos de
interacciones similares. En el efecto fotoeléctrico externo se liberan electrones en la superficie de un conductor
metálico al absorber energía de la luz que incide sobre dicha superficie. Este efecto se emplea en la célula
fotoeléctrica, donde los electrones liberados por un polo de la célula, el fotocátodo, se mueven hacia el otro
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polo, el ánodo, bajo la influencia de un campo eléctrico.
El estudio del efecto fotoeléctrico externo desempeñó un papel importante en el desarrollo de la física
moderna. Una serie de experimentos iniciados en 1887 demostró que el efecto fotoeléctrico externo tenía
determinadas características que no podían explicarse por las teorías de aquella época, que consideraban que la
luz y todas las demás clases de radiación electromagnética se comportaban como ondas. Por ejemplo, a
medida que la luz que incide sobre un metal se hace más intensa, la teoría ondulatoria de la luz sugiere que en
el metal se liberarán electrones con una energía cada vez mayor. Sin embargo, los experimentos mostraron que
la máxima energía posible de los electrones emitidos sólo depende de la frecuencia de la luz incidente, y no de
su intensidad.
En 1905, para tratar de explicar el mecanismo del efecto fotoeléctrico externo, Albert Einstein sugirió que
podría considerarse que la luz se comporta en determinados casos como una partícula, y que la energía de cada
partícula luminosa, o fotón, sólo depende de la frecuencia de la luz. Para explicar el efecto fotoeléctrico
externo, Einstein consideró la luz como un conjunto de "proyectiles" que chocan contra el metal.
Cuando un electrón libre del metal es golpeado por un fotón, absorbe la energía del mismo. Si el fotón tiene la
suficiente energía, el electrón es expulsado del metal. La teoría de Einstein explicaba muchas características
del efecto fotoeléctrico externo, como por ejemplo el hecho de que la energía máxima de los electrones
expulsados sea independiente de la intensidad de la luz. Según la teoría de Einstein, esta energía máxima sólo
depende de la energía del fotón que lo expulsa, que a su vez sólo depende de la frecuencia de la luz. La teoría
de Einstein se verificó por experimentos posteriores. Su explicación del efecto fotoeléctrico, con la
demostración de que la radiación electromagnética puede comportarse en algunos casos como un conjunto de
partículas, contribuyó al desarrollo de la teoría cuántica.
El término efecto fotoeléctrico también puede referirse a otros tres procesos: la fotoionización, la
fotoconducción y el efecto fotovoltáico. La fotoionización es la ionización de un gas por la luz u otra radiación
electromagnética. Para ello, los fotones tienen que poseer la suficiente energía para separar uno o más
electrones externos de los átomos de gas. En la fotoconducción, los electrones de materiales cristalinos
absorben energía de los fotones y llegan así a la gama de niveles de energía en la que pueden desplazarse
libremente y conducir electricidad. En el efecto fotovoltáico, los fotones crean pares electrón-hueco en
materiales semiconductores. En un transistor, este efecto provoca la creación de un potencial eléctrico en la
unión entre dos semiconductores diferentes.
El principio de incertidumbre La imposibilidad de determinar exactamente la posición de un electrón en un
instante determinado fue analizada por Heisenberg, que en 1927 formuló el principio de incertidumbre. Este
principio afirma que es imposible especificar con exactitud y al mismo tiempo la posición y el momento lineal
de una partícula. En otras palabras, los físicos no pueden medir la posición de una partícula sin causar una
perturbación en la velocidad de dicha partícula. Se dice que el conocimiento de la posición y de la velocidad
son complementarios, es decir, que no pueden ser precisos al mismo tiempo. Este principio también es
fundamental en la visión de la mecánica cuántica que suele aceptarse en la actualidad: los caracteres
ondulatorio y corpuscular de la radiación electromagnética pueden interpretarse como dos propiedades
complementarias de la radiación.
Principio de dualidad Onda-corpúsculo
Posesión de propiedades tanto ondulatorias como corpusculares por parte de los objetos subatómicos. El
principio fundamental de la teoría cuántica es que una entidad que estamos acostumbrados a considerar como
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una partícula (por ejemplo, un electrón, con un momento lineal p) puede comportarse también como una onda,
mientras que otras entidades que solemos concebir como ondas (por ejemplo, la luz, con una longitud de onda
l) también pueden describirse como corpúsculos (en este caso, fotones). La longitud de onda l y el momento
lineal p de una entidad cuántica están relacionados por la ecuación pl=h, donde h es una constante conocida
como constante de Planck.
Esta dualidad onda-corpúsculo se aprecia especialmente bien en los experimentos de ‘doble rendija’, en los
que un cañón de partículas dispara electrones o fotones (uno cada vez) a través de un par de agujeros en una
barrera, tras lo que son detectados en una pantalla situada al otro lado. En ambos casos, lo que sale del cañón y
lo que llega a la pantalla detectora son partículas, y cada una marca un punto individual en la pantalla. No
obstante, la figura global que se acumula en la pantalla a medida que se disparan más y más corpúsculos a
través de los dos agujeros es un diagrama de interferencia formado por franjas claras y oscuras, que sólo
pueden explicarse como resultado de ondas que pasan por ambos agujeros de la barrera e interfieren entre sí.
Esto se expresa en el aforismo de que las entidades cuánticas “viajan como ondas pero llegan como
partículas”.
Números cúanticos
Estos números cuánticos se emplen para describir matemáticamente un modelo tridimensional del átomo. El
número cuántico principal, n, define el estado de energía principal, o capa, de un electrón en órbita. El número
cuántico orbital, l, describe la magnitud del momento angular del electrón en órbita. El número cuántico m
describe la orientación magnética en el espacio del plano de la órbita del electrón. El llamado espín se designa
con el número cuántico de espín magnético, ms, que puede adoptar el valor de -1 o +1 según la dirección del
espín. Para cada número cuántico, salvo ms, sólo están permitidos determinados valores enteros. Las
consecuencias de esta regla están sustancialmente de acuerdo con la ley periódica.
Por ejemplo, cuando el número cuántico principal n es 1, la teoría cuántica sólo permite que el número orbital
l y el número cuántico magnético m tengan un valor de 0, y que el número cuántico de espín ms sea +1 o -1.
El resultado es que sólo hay dos combinaciones posibles de números cuánticos: 1-0-0-(+1) y 1-0-0-(-1). Según
el principio de exclusión, cada una de estas dos combinaciones de números cuánticos puede ser adoptada por
un único electrón. Por tanto, cuando el número cuántico principal es n = l, sólo dos electrones pueden ocupar
esa capa electrónica.
Cuando n = 2, la teoría cuántica permite que l sea 0 o 1, m sea +1, 0, o -1, y ms s sea +1 o -1. Existen ocho
combinaciones posibles de estos números cuánticos. Por tanto, en la segunda capa electrónica puede haber un
máximo de ocho electrones. Con este método puede establecerse el número máximo de electrones permitidos
en cada capa electrónica de cualquier átomo. La ley periódica se explica por el diferente grado de llenado de
las capas electrónicas de los átomos.
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Raúl Gayoso Acción 1ºb Bachillerato
Indice
El atomo.....................................................................................3
El tamaño del atomo..................................................................3
El atomo nuclear de Rutherford.................................................3
El nucleo atómico.......................................................................4
El átomo de Bohr........................................................................5
Espectro......................................................................................6
Líneas espectrales.......................................................................7
Modelos atómicos.......................................................................8
Radiactividad...............................................................................9
Radiactividad artificial................................................................10
Introducción del cuanto de Planck..............................................10
Efecto fotoeléctrico......................................................................11
Principio de incertidumbre...........................................................12
Principio de dualidad Onda-corpúsculo.......................................12
Números cúanticos.......................................................................13
Bibliografía..................................................................................15
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Bibliografía - Enciclopedia Encarta
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