LAS ANTIGUAS TEORÍAS SOBRE LA MATERIA ¡Error! Marcador no definido.

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Hace ya muchos siglos que el hombre comenzó a preguntarse de que estaban hechas las cosas. Hacia el siglo
V a. de C., un filósofo griego, Empedocles, pensó que todas las sustancias estaban formadas por cuatro
elementos: agua, tierra, aire y fuego.
Casi al mismo tiempo, otro griego, Demócrito, defendió que la materia estaba compuesta por unas partículas
muy pequeñas, indivisibles, a las que llamó átomos.
Después, otro gran filósofo griego, Aristóteles, defendió la interpretación de Empedocles, con lo que la teoría
del átomo cayó en el olvido. Tuvieron que pasar 2400 años para que los átomos llamaran de nuevo la atención
de los científicos.
LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Los científicos habían clasificado las sustancias en simples y compuestas. Las sustancias simples, también
llamadas elementos son aquellas que no pueden descomponerse en otras mas sencillas. Las sustancias
compuestas, también llamadas compuestos, son combinaciones de distintos elementos.
En 1803,un químico llamado Dalton, formuló una teoría que permitirá explicar muchos hechos observados
hasta la fecha.
Esta teoría se resume en estos cuatro puntos:
1.−Los elementos están formados por partículas muy pequeñas, idénticas, indivisibles e indestructibles
llamadas átomos.
2.−Los átomos de un mismo elemento son iguales entre Sí
3.−Los átomos de elementos diferentes son distintos entre Sí
4.−Las moléculas de los compuestos se forman por la unión de átomos distintos, que se combinan según
proporciones numéricas sencillas. Todas las moléculas de un mismo compuesto son iguales.
Además, Dalton imaginaba que los átomos eran pequeñas bolitas. Aunque hoy sabemos que al átomo es muy
diferente, esta teoría
permitió el desarrollo de la ciencia en el Siglo XIX.
ATOMOS Y MOLÉCULAS
En la actualidad se conocen 105 clases de átomos, que son como los ladrillos con los cuales se construyen
todas las sustancias del universo .En nuestro plantea, el 95% de las sustancias están formadas por
combinaciones de doce de esos 105 elementos.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
Esta teoría se debió a que si bien era capaz de justificar algunos hechos, resultaba incapaz de explicar otras
peculiaridades del átomo, fundamentalmente su estabilidad. En efecto, se sabía que toda carga eléctrica
acelerada emite energía, por lo cual un electrón girando en órbitas circulares debe irradiarla también, en forma
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de radiación electromagnética, y, en consecuencia, el átomo tendrá que ir perdiendo energía a medida que el
electrón fuera describiendo una espiral, de radio decreciente, hasta caer finalmente en el propio núcleo central.
Esto era inaceptable ante la evidencia de que los átomos son estables y de tamaño aproximadamente
constante, tanto en el caso del hidrógeno, que sólo posee un electrón, como en el de otros átomos que tienen
muchos más.
Con objeto de obviar esta dificultad, Niels Bohr postuló en 1.913 la existencia de ciertas órbitas estables para
el electrón, admitiendo que éstas eran las únicas posibles, de forma que el electrón, al girar alrededor de ellas,
no debía irradiar energía; la primera de dichas órbitas correspondía al caso del electrón más estrechamente
ligado al núcleo,
constituyendo el estado fundamental del átomo, mientras que las sucesivas, más exteriores, representan
posibles estados de excitación, es decir, corresponden a estados en los que el átomo posee cierta energía
adicional. La serie de órbitas estables es discontinua y, en consecuencia, también resultan discontinuos los
posibles valores enérgicos del átomo.
La primera órbita es la más estable, pues el átomo, como cualquier sistema físico, tiende a poseer un valor
mínimo de energía, mientras en las que en las otras la estabilidad es menor, por lo que el electrón si las ocupa,
tiene tendencia a abandonarla por "saltar de la menos estable, en las que el sistema núcleo−electrón posee más
energía, y durante el salto se produce la consiguiente emisión de energía, en forma de radiación
electromagnética de frecuencia proporcional a al diferencia
entre el estado energético inicial y final.
Por otra parte, en este modelo atómico de Bohr eran también justificable todas las propiedades químicas de los
elementos químicos: a medida de que aumenta el número atómico Z del elemento, los Z electrones periféricos
se van alojando en los niveles energéticos existentes empezando por ocupar los de energía inferior, por lo ya
expuesto; sin embargo, ocurre que en cada nivel energético solo pueden alojarse dos electrones, tal como
expresa el Principio de Pauli, que difieren entre sí simplemente en sus spins, ya que son antiparalelos. El
hidrógeno de Z=1,posee sólo un electrón; el helio, de Z=2,dos, y con ello queda completa la primera capa, la
más interna; en consecuencia para el elemento siguiente, Z=3, que es litio, el tercer electrón se situada en la
segunda razón por la cual visto desde fuera se parece, y su comportamiento y propiedades así lo demuestran,
al hidrógeno. Esta segunda capa, y las siguientes contienen ocho posibles estados energéticos que quedan
completos en el neón Z=10,elemento que poseerá la primera capa completa con dos, y la segunda también
completa con otros ocho, así, será otro elemento saturado o inactivo como el helio.
TEORÍAS CUANTICAS
La teoría que constituyó un avance gigantesco en cuanto al conocimiento de la estructura electrónica de los
átomos se debe a Niels Bohr (1.913) y tuvo su base experimental en el hecho, descubrimiento por
R.W.Bunsen (1.811−99),de que los gases a temperatura elevada emiten luz de determinadas frecuencias. El
hidrógeno, cuando se calienta emite luz roja y, en general, cada átomo y molécula tiene su emisión de
radiaciones de frecuencia típicas que constituye su espectro de emisión. Este espectro es complejo y consta de
una serie de líneas. En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno, las diferentes líneas pueden agruparse
en tres series que llevan los nombres de los científicos que las descubrieron. La serie comprendida entre los
valores de la frecuencia reducida ó número de ondas (Números de longitudes de onda comprendida en un
centímetro) de 82.339 cm−1 a 109.678 cm−1 se llama serie de Lyman;la que empieza en 15.253 cm−1 y se
extiende a 27.420 cm−1, cubriendo una gran porción del espectro visible, es la de Balmer; y la formada por
las líneas comprendidas entre 5.332 y 12.186 cm−1 es la serie de Paschen.
Aunque el espectro de emisión del hidrógeno, que es el más sencillo de todos, parece muy complicado, las
posiciones de las rayas correspondientes a las frecuencias de las radiaciones emitidas vienen determinadas por
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una expresión matemática sencilla, que se llama de Rydberg.
El espectro de emisión del hidrógeno y la ecuación de Rydberg eran conocidos antes de 1.910, sin que en esas
fechas pudiera darse explicación teórica alguna sobre estos hechos. Sobre la base de su conocimiento y de
consideraciones electrostáticas el físico Bohr formuló su teoría sobre la estructura electrónica de los átomos.
Consideró, a su vez la teoría anunciada en 1.901 por Max Planck (1.858−1947) quien para explicar las
intensidades relativas de la radiación emitida por un cuerpo negro estableció que la energía se emite o absorbe
únicamente en cantidades discretas de energía, o cuántos, y es proporcional a la frecuencia de la radiación
según la ecuación E=hv, donde h=6,63x10−27 erg.seg., es la llamada constante de Planck. Bohr considera al
electrón del átomo de hidrógeno describiendo una órbita circular alrededor del protón. La órbita descrita por
el electrón es estable y cualquiera que sea la órbita descrita no se produce emisión de energía. Las órbitas son
así estados estacionarios con una energía determinada, por lo que también pueden denominarse niveles de
energía. En ellas el electrón está sometido a un equilibrio entre las fuerzas centrRfugas,mev2ór,y la atracción
electrostática del ndcleo,e2ór2. La energía total de un electrón que se mueve en la órbita de Bohr es la suma
de la energía cinetica, debida al movimiento del electrón a lo largo de la órbita, y la energía potencial debida a
la atracción
electrostática.
Todo átomo modifica su estado energético cuando se calienta, se somete a descarga eléctrica o una fuente de
energía general.
Hacia 1.920,nuevos hechos vinieron a revelar la insuficiencia de la teoría Bohr−Sommerfeld. A principios del
siglo se habrá comprobado experimentalmente que la luz tenía un análogo comportamiento simultáneo de
onda y partícula; en 1.923 el físico francés Louis de Broglie emitió la hipótesis de que la materia tenía
propiedades ondulatorias y postuló que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda. En 1.927 el
físico C.Davisson y su compañero Gemer demostraron que los electrones se difractan al pasar por los
cristales, de forma análoga a como lo hacen los rayos X. La difracción de los electrones por un cristal de
níquel revelaba un carácter ondulatorio u su longitud de onda calculada por la ecuación de Broglie coincidía
con la obtenida por la ecuación de Bragg. así, de forma espectacular, quedó comprobado el carácter
ondulatorio de la materia postulado por de Broglie.
El carácter ondulatorio del electrón discrepaba de la idea de Bohr, que la consideraba como partícula
describiendo una órbita y por otra parte, la descripción del electrón simultáneamente como onda y como
partícula, exige considerar una cierta indeterminación que habrá de encontrar expresión en el llamado
principio de incertidumbre de Heisenberg, enunciado en 1.927. Según este principio no es posible conocer
simultáneamente, con absoluta exactitud, el momento y la posición de una partícula; a medida que aumenta la
precisión con que se mide el momento o la velocidad se hace menos precisa la determinación de su posición y
viceversa.
El principio de incertidumbre, obligó a introducir en el mundo subatómico el concepto de probabilidad, no se
puede hablar ya de electrón moviendose alrededor del núcleo sino de la probabilidad de encontrar al electrón
en una posición determinada. La probabilidad de encontrar el electrón del átomo de hidrógeno varía con la
distancia al núcleo, con lo que el electrón puede concebirse con una nube con zonas de distinta densidad, así
no podremos asignar categóricamente un radio al átomo de hidrógeno. En su lugar podemos marcar una
superficie limite de probabilidad constante en torno al núcleo, dentro de la cual la probabilidad de encontrar al
electrón sea del 90−99
por ciento.
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