Las Teorías Atómicas

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOSFacultad de Ingenierías Geológica, Minas, Metalúrgica, Geográfica y Civil

Presentado A: Ing. SÓSIMO FERNÁNDEZ SALINAS

Titular de la Asignatura Química general

Presentado Por:ALEJANDRO M. DE LA CRUZ SOTO - Código: 13160233

ALBERTO MARTÍNEZ GÓMEZ - Código: 13160066CARLOS REYES FLÓREZ - Código: 12160227

Mayo 31 de 2013

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Las Teorías Atómicas

TABLA DE CONTENIDO

Página

INTRODUCCIÓN 1

1. LAS TEORÍAS ATOMICAS 3

1.1. CONCEPTO FILOSÓFICO 31.1.1. Teoría Atomista 51.1.2. Teoría Continuista 5

1.2. TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR DE DALTON 7

1.3. LOS RAYOS CATÓDICOS Y EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN

9

1.4. MODELO ATÓMICO DE THOMSON 11

1.5. LOS RAYOS CANALES Y LA EXISTENCIA DE LOS PROTONES

12

1.6. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Y EL DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO

13

1.7. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 151.7.1. Error en el modelo de Rutherford 15

1.8. DESCUBRIMIENTO DE LOS ISÓTOPOS 16

1.9. DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS NUCLEARES 16

1.10. TEORÍA ATÓMICA DE BOHR 171.10.1. Postulados de Bohr 18

Equilibrios de fuerzas sobre el electrón 18Orbitas o niveles permitidos 18Niveles estacionarios de energía 19Emisión y absorción de energía 19

1.11. POSTULADOS RECIENTES 19

CONCLUSIONES 21BIBLIOGRAFÍA 22

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INTRODUCCIÓN

En química y física, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos, en contraposición a la creencia antigua de que la materia se podía dividir en cualquier cantidad arbitrariamente pequeña.

La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico, y fue en el siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la estequiometría. Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega átomos, que significa "indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y neutrones), que pueden existir de manera separada. De hecho, en ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide a los átomos existir como tales. El campo de la ciencia que estudia las partículas fundamentales de la materia se denomina física de partículas.

En los primeros años del siglo XIX, John Dalton desarrolló su teoría atómica, en la que proponía que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). Esta teoría tuvo diversos precedentes.

El primero fue la ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que afirma que la masa total en una reacción química permanece constante. Esta ley le sugirió a Dalton la idea de que la materia era indestructible.

El segundo fue la ley de las proporciones definidas. Enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust en 1799, afirma que, en un compuesto, los elementos que lo conforman se combinan en proporciones de masa definidas y características del compuesto.

Dalton estudió y amplió el trabajo de Proust para desarrollar la ley de las proporciones múltiples: cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

En 1803, Dalton publicó su primera lista de pesos atómicos relativos para cierta cantidad de sustancias. Esto, unido a su rudimentario material, hizo que su tabla fuese muy poco precisa. Por ejemplo, creía que los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados que los átomos de hidrógeno, porque en el agua midió 5,5 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno y

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creía que la fórmula del agua era HO (en realidad, un átomo de oxígeno es 16 veces más pesado que un átomo de hidrógeno).

La ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases, estudiando los volúmenes en los que reaccionaban. Por ejemplo: el hecho de que dos litros de hidrógeno reaccionasen con un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes), significaba que una única molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua. De esta forma, Avogadro podía calcular estimaciones más exactas de la masa atómica del oxígeno y de otros elementos, y estableció la distinción entre moléculas y átomos.

En 1784, el botánico británico Robert Brown, observó que las partículas de polvo que flotaban en el agua se movían al azar sin ninguna razón aparente. En 1905, Albert Einstein tenía la teoría de que este movimiento browniano lo causaban las moléculas de agua que "bombardeaban" constantemente las partículas, y desarrolló un modelo matemático hipotético para describirlo. El físico francés Jean Perrin demostró experimentalmente este modelo en 1911, proporcionando además la validación a la teoría de partículas (y por extensión, a la teoría atómica).

Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña de la materia, cuando J.J. Thomson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos.[] El tubo de rayos catódicos que usó Thomson era un recipiente cerrado de vidrio, en el cual los dos electrodos estaban separados por un vacío. Cuando se aplica una diferencia de tensión a los electrodos, se generan rayos catódicos, que crean un resplandor fosforescente cuando chocan con el extremo opuesto del tubo de cristal. Mediante la experimentación, Thomson descubrió que los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico (además de desviarse con los campos magnéticos, cosa que ya se sabía). Afirmó que estos rayos, más que ondas, estaban compuestos por partículas cargadas negativamente a las que llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos las rebautizarían como electrones).

Thomson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. De esta forma, estipuló que los átomos eran divisibles, y que los corpúsculos eran sus componentes. Para explicar la carga neutra del átomo, propuso que los corpúsculos se distribuían en estructuras anilladas dentro de una nube positiva uniforme; éste era el modelo atómico de Thomson o "modelo del plum cake".[]

Ya que se vio que los átomos eran realmente divisibles, los físicos inventaron más tarde el término "partículas elementales" para designar a las partículas indivisibles.

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1. LAS TEORÍAS ATOMICAS

1.1. CONCEPTO FILOSÓFICO

El concepto atómico de la materia surgió aproximadamente hace 450 años a.C., cuando el filósofo griego Leucipo afirmaba que la materia es discontinua porque estaría formada por partículas discretas indivisibles llamadas átomos (en griego “átomo” significa indivisible), que sería el límite de división de la materia, tal como se ilustra en la siguiente figura:

Demócrito (380 años a.C.), discípulo de Leucipo, sostenía que el elemento último de la realidad es el átomo, partícula eterna, indivisible, invisible y homogénea.

Muchos filósofos clásicos griegos consideraban absurda esta teoría atómica y la rechazaban; entre ellos tenemos a Empédocles, contemporáneo de Demócrito, quien sostenía que todos los materiales están compuestos por cuatro “elementos”: tierra, aire, fuego y agua; Aristóteles (300 años a.C.), discípulo de Empédocles, describió los 4 elementos como la combinación de propiedades fundamentales de la materia: sequedad, humedad, calor y frio, así:

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Las doctrinas del atomismo se perpetuaron por medio del poema De Rerum Natura, escrito alrededor del año 50 a.C. por el poeta romano Lucrecio.

Unos veinte siglos después (1661), el físico y químico ingles Robert Boyle en su libro “el Químico Escéptico”, acepto la existencia del átomo; Isaac Newton, en su obra “Principia” (1867) y “Ópita” (1704), también acepto la teoría atomista de la materia.

Hasta comienzos del siglo XIX, la teoría atómica era principalmente filosófica y no estaba fundada en la experimentación científica. Las primeras teorías conocidas se desarrollaron en la Antigua India en el siglo VI a. C. por filósofos hindúes y budistas. El primer filósofo que formuló ideas sobre el átomo de una manera sistemática fue Kanada. Otro filósofo indio, Pakudha Katyayana, que también vivió en el siglo VI a. C.

Demócrito y Leucipo, dos griegos del siglo VI a. C. Los griegos creían que todos los átomos estaban hechos del mismo material pero tenían diferentes formas y tamaños, que eran los factores que determinaban las propiedades físicas del material. Por ejemplo, ellos creían que los átomos de un líquido eran lisos, lo que les permitiría deslizarse uno sobre otro. Según esta línea de pensamiento, el grafito y el diamante estarían compuestos por dos tipos diferentes de átomos, si bien hoy sabemos que son dos isómeros del carbono.

Durante el siglo XII (en plena Edad de Oro Islámica), los atomistas islámicos desarrollaron teorías atómicas que eran una síntesis del atomismo griego y el indio. Desarrollaron y profundizaron en las antiguas ideas griegas e indias y aportaron otras nuevas, como la posibilidad de que existiesen partículas más pequeñas que un átomo. Al mismo tiempo que la influencia islámica empezaba a extenderse por Europa, las ideas atómicas islámicas, junto con las griegas e indias, comenzaron a difundirse por toda Europa a finales de la Edad Media.Los filósofos griegos discutieron muchas veces sobre la naturaleza de la materia. ¿Qué ocurriría si dividiéramos un trozo de materia varias veces? ¿Llegaríamos hasta una parte indivisible o podríamos seguir dividiendo sin parar? Los filósofos de la antigua Grecia discutieron bastante sobre este tema. El problema es que estos filósofos no utilizaban ni la medición ni la experimentación para llegar a conclusiones, por tanto, no seguían los pasos del método científico.

De esta forma, se establecieron dos teorías: atomista y continuista.

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1.1.1. TEORÍA ATOMISTA:

En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de materia con el nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”. Para el año 400 a. de C. Demócrito y Leucipo propusieron la primera teoría atómica llamada la "Discontinuidad de la Materia". Los atomistas pensaban que:

Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos.

Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos. Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños. Los átomos son eternos. Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

Demócrito1.1.2. TEORÍA CONTINUISTA

Aproximadamente del año 400 antes de Cristo hasta finales de 1500, el átomo fue olvidado. Aristóteles había creído que toda la materia estaba hecha de cuatro elementos: fuego, agua, tierra y aire, esta teoría se llamó continuista. Como Aristóteles era un sabio, la gente aceptaba la teoría de los cuatro elementos y el avance del estudio de la materia quedó estancado durante varios siglos.

Los continuistas pensaban que:

Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia. Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no existen. Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los 4 elementos

básicos: agua, aire, tierra y fuego.

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Durante todo el período que estuvo dominado por la teoría de Aristóteles de los cuatro elementos no hubo químicos que se dedicaran a investigar los secretos de la materia, había en cambio, alquimistas, personas que buscaban la forma de transformar el plomo, un metal barato y abundante, en oro. Aristóteles sugirió que eso podría ser posible, ya que, según él, todos los metales estaban formados de los mismos cuatro elementos. Finalmente, casi dos mil años después de Aristóteles, un joven matemático italiano llamado Galileo empezó a analizar todas las teorías antiguas.

Lo más importante de aquello resultó que él, por medio de sus experimentos, ofreció probar que muchas de las teorías científicas de Aristóteles eran erróneas.

En el siglo XVII, un francés llamado Pierre Gassendi sugirió que la teoría atómica de Demócrito podría ser cierta. Al pasar el tiempo, más hombres empezaron a estar de acuerdo con él, pero era difícil creer en los átomos, porque todos se realizaban una serie de preguntas: "¿Cómo son los átomos?" "¿Qué aspecto tienen?" "¿Qué los mantiene agrupados?" "¿Existen tantas clases diferentes de átomos como objetos distintos hay en el mundo?""¿Están formadas todas las cosas de la Tierra por una misma clase de átomos, sólo que esto están agrupados en forma distinta?".

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1.2. TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR DE DALTON (1.808):

Varios átomos y moléculas según John Dalton, en su libro A New System of Chemical Philosophy (Nuevo Sistema de Filosofía Química, 1808).

La teoría atómico-molecular clásica tiene por base la teoría atómica de Dalton. Existe entre estas dos teorías algunas diferencias fundamentales. Para Dalton, la partícula más pequeña de una sustancia era el átomo. Si la sustancia era simple, Dalton hablaba de "átomos simples"; por ejemplo de cloro, de hidrógeno, etc. Si la sustancia era compuesta, Dalton hablaba de "átomos compuestos"; por ejemplo de agua. En realidad, los "átomos" de Dalton, son las partículas que nosotros llamamos moléculas.

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Los siguientes postulados, son los que constituyen la teoría atómico-molecular clásica:

1. Todos los elementos químicos están constituidos por partículas discretas, invisibles e indivisibles incluso en las reacciones químicas más violentas, llamadas átomos

2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos en todas sus propiedades, especialmente en tamaño y peso (masa)

3. Los átomos de elementos diferentes son totalmente diferentes en todas sus propiedades.

4. Durante las reacciones, existe un reordenamiento de átomos, sin que el átomo se divida o destruya. La molécula del compuesto resulta entonces de la superposición de átomos de elementos diferentes. Citemos como ejemplo la formación de moléculas de agua y amoniaco.

5. Los átomos de dos elementos pueden combinarse en más de una relación entera y sencilla para formar más de un compuesto. Ejemplos:

Es importante señalar que Dalton nunca aceptó la idea que la molécula estaría formada por átomos idénticos o de un mismo elemento. Así por ejemplo, era absurdo: H2, O2, N2, P4, etc.; por esta razón, se opuso tercamente a la ley experimental de Gay Lussac, referida a los volúmenes de combinación de las sustancias gaseosas. Esta ley se explica fácilmente aceptando que algunos elementos están formados por moléculas (H2, O2, Cl2, F2, etc.), tal como lo propuso el químico italiano Amadeo Avogadro en la misma época de Dalton, quien no obstante, rechazó esa propuesta.

A pesar de ello la teoría de Dalton fue la base del desarrollo de la química moderna, porque todas las investigaciones científicas se hicieron y aún se hacen aceptando que la materia está formada por átomos.

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Dalton pudo así explicar brillantemente la ley de la conservación de masa de Lavoisier; ley de proporciones constantes de Proust, y descubrió la ley de las proporciones múltiples que lleva su nombre (ley de Dalton), pero para ello, fue el primero en darle una propiedad importante al átomo: peso, creando así la primera escala de pesos atómicos relativos.

En su obra NEW SYSTEM OF CHEMICAL FHILOSOPHY (Nuevo sistema de filosofía química), nos enseña como es el átomo y como son las moléculas de los compuestos, para ello hace uso de símbolos arbitrarios para designar los elementos. Como por ejemplo veamos algunos elementos y compuestos representados según Dalton:

Representaciones de Dalton

1.3. LOS RAYOS CATÓDICOS Y EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN

A mediados del siglo XIX, los científicos comenzaron a estudiar las descargas eléctricas a través de tubos parcialmente evacuados (tubos a los que se les había extraído por bombeo casi todo el aire). Un alto voltaje produce radiación dentro del tubo. Esta radiación recibió el nombre de rayos catódicos porque se originaba en el electrodo negativo, o cátodo. Aunque los rayos en sí son invisibles, su movimiento puede detectarse porque hacen que ciertos materiales, incluido el vidrio, despidan rayos de luz fluorescente.

Los rayos catódicos son corrientes de electrones observados en tubos de vacío, es decir que se equipan por lo menos con dos electrodos, un cátodo (electrodo negativo) y un ánodo (electrodo positivo). Los rayos viajan hacia el ánodo en línea recta, y continúan más allá de él durante una cierta distancia. Los rayos catódicos en primer lugar fueron producidos por los tubos de Geissler. Los tubos especiales fueron desarrollados para el estudio de estos rayos por William Crookes y se los llamó tubos de Crookes. Pronto se vio que los rayos catódicos están formados por los portadores reales de la electricidad que ahora se conocen como electrones. El hecho de que los rayos son emitidos por el cátodo, es decir el electrodo negativo, demostró que los electrones tienen carga negativa.

En la ausencia de campos magnéticos o eléctricos, los rayos catódicos viajan en línea recta. Sin embargo, los campos magnéticos y eléctricos "doblan" los rayos, es decir, los desvían tal

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como se esperaría que lo hicieran partículas con carga negativa. Más aún, una placa metálica expuesta a rayos catódicos adquiere una carga negativa. Estas observaciones de las propiedades de los rayos catódicos sugirieron a los científicos que la radiación consiste en una corriente de partículas con carga negativa, que ahora llamamos electrones.

Además, se descubrió que los rayos catódicos emitidos por cátodos de diferentes materiales eran iguales. Todas estas observaciones dieron pie a la conclusión de que los electrones son un componente fundamental de la materia.

En 1897 el físico británico J.J. Thomson (1856 – 1940) calculó la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón empleando un tubo de rayos catódicos Midiendo de forma cuidadosa y cuantitativa los efectos de los campos magnéticos y eléctricos sobre el movimiento de los rayos catódicos, Thomson determinó que la relación es de 1.76 x 10 8

culombios por gramo (el culombio, C, es la unidad SI de carga eléctrica).

Al conocerse la relación carga-masa del electrón, un científico que pudiera medir ya sea la carga o la masa del electrón podría calcular fácilmente la otra magnitud. En 1909 Robert Millikan (1868 – 1953) logró determinar experimentalmente que la carga del electrón era de 1.60 x 10 -19 C y, a partir de ese valor y de la relación carga-masa de Thomson, que su masa era de 9.10 x 10-31 Kg.

Propiedades y efectos de los rayos catódicos:

Los rayos catódicos salen del cátodo perpendicularmente a su superficie y en ausencia de campos eléctricos o magnéticos se propagan rectilíneamente.

Son desviados por un campo eléctrico, desplazándose hacia la parte positiva del campo.

Son desviados por campos magnéticos. Producen efectos mecánicos; la prueba de ello es que tienen la capacidad de mover

un molinete de hojas de mica que se interpone en su trayectoria.

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Transforman su energía cinética en térmica, elevando la temperatura de los objetos que se oponen a su paso.

Impresionan placas fotográficas. Ionizan el aire que atraviesan.

1.4. MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1.904):

El físico J.J. Thomson (1856-1940) demostró, en 1897, que en las descargas eléctricas en los gases se producían partículas con carga eléctrica negativa que eran idénticas para cualquier gas. Thomson denominó a estas partículas electrones y concluyó que el electrón era un constituyente fundamental de átomo.

Partiendo de las propiedades que se descubrió acerca de los rayos catódicos (flujo de electrones), Thomson propone el primer modelo atómico con las siguientes características: el átomo es de forma esférica, masa compacta y carga positiva distribuida

homogéneamente; dentro de la esfera se encuentran incrustados los electrones con un movimiento vibratorio y en cantidad suficiente como para neutralizar la carga positiva de la esfera; por lo tanto, el átomo es eléctricamente neutro.

Por la apariencia que presentaba, fue denominado “modelo de budín de pasas”.

Su importancia radica en que fue el primero que permitió relacionar la electricidad con el átomo. Este modelo es coherente con los experimento de tubos de descargas vistos antes.

El descubrimiento del electrón indicaba que el átomo no es indivisible y que está constituido por partículas subatómicas, algunas con carga eléctrica. El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los siguientes fenómenos:

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La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el responsable de su carga negativa o positiva.

La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o perdido uno o más electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número de protones es fijo siempre para cada átomo. Si un átomo pierde uno o más electrones adquiere carga neta positiva (catión) y si gana uno o más electrones adquiere carga neta negativa (anión).

Pero, como cualquier otro modelo científico tenía que ser perfeccionado para poder explicar nuevos fenómenos que ocurren en el laboratorio o en la naturaleza.

1.5. LOS RAYOS CANALES Y LA EXISTENCIA DE LOS PROTONES

En 1886, El físico alemán Eugene Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó una fluorescencia o brillo detrás del cátodo en un tubo de rayos catódicos cuando a la placa negativa se le había aplicado previamente canales y orificios; esto solo puede explicarse con la existencia de otras radiaciones a las que Goldstein llamo Rayos Canales, los cuales viajan en sentido contrario a los rayos catódicos. Estos rayos positivos o iones positivos se originan cuando los rayos catódicos desplazan electrones de los átomos del gas residual en el tubo.

El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo; la naturaleza de los rayos canales varía de acuerdo al tipo de gas residual que se encuentre en el tubo, es decir, cada elemento químico gaseoso genera un catión distinto al ionizarse y por ello su relación carga – masa (e/m) es diferente. Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.

A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentos permitieron identificar las partículas responsables de la carga negativa (el electrón) y de la carga positiva (el protón).

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El físico alemán Wilhelm OEIN (1898), luego de realizar experiencias con los rayos canales generados por el gas hidrógeno, de manera análoga a Thomson, midió la relación carga-masa de los iones positivos y encontró que la carga positiva era igual a la carga del electrón (en magnitud) y su masa igual a 1836 veces al del electrón; dicha partícula se llamo protón (H+)

Años más tarde, en 1919, Ernest Rutherford desprendió por primera vez protones del núcleo atómico, mediante transmutación nuclear y demostró que son unidades fundamentales del núcleo atómico de todos los elementos, razón por el cual se considera a Rutherford como el descubridor de protón.

Estos experimentos proporcionaron los datos siguientes sobre la estructura de la materia:

El átomo contiene partículas materiales subatómicas. Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada electrón posee una carga

eléctrica elemental. Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa. Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de cargas

eléctricas negativas (electrones) es igual al número de cargas positivas (protones).

1.6. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Y EL DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO:

Experimento de la lámina de oro

Arriba: Resultados esperados: las partículas alfa pasan sin problemas por el modelo atómico de Thomson.

Abajo: Resultados observados: una pequeña parte de las partículas se desvía, lo que revela la existencia de un lugar en el átomo donde se concentra la carga positiva.

El modelo atómico de Thomson fue refutado en 1.909 por uno de sus estudiantes, Ernest Rutherford, que descubrió que la mayor parte de la masa y de la carga positiva de un átomo estaba concentrada en una fracción muy pequeña de su volumen, que suponía que estaba en el mismo centro.

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Rutherford dirigió en su laboratorio de la universidad de Cambridge (Inglaterra) cierto experimento con la ayuda del físico alemán Hans Geiger (inventor del famoso “contador Geiger”, aparato para detectar materiales radioactivos) y el físico inglés recién graduado Ernest Marsden que consistió en: contra una lámina muy delgada de oro (pan de oro) cuyo espesor es de 0,0006 mm. Se lanzó rayos alfa, formado por partículas veloces de gran masa y con carga positiva, que eran núcleos de helio.

Se observó entonces que la gran mayoría de los rayos alfa atravesaban la lámina sin ninguna desviación. Sólo una cantidad muy pequeña de rayos alfa se desviaban con ángulos de desviación o dispersión variables (θ)

El hecho de que algunos rayos alfa incluso rebotaran sorprendió mucho a Rutherford, porque él pensaba que los rayos alfa atravesarían la lámina fina sin mayores desviaciones, según el modelo atómico propuesto por su maestro J.J. Thomson. Al referirse a este hecho en la conferencia hecha por Rutherford ante la Real Academia de Londres en 1911, afirmaba: “… esto era lo más increíble que me había ocurrido en la vida. Tan increíble como si un proyectil de 15 pulgadas disparado contra una hoja de papel de seda, se volviera y golpeara a uno…”

En 1911, E. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa, procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad.Rutherford esperaba que las partículas alfa, atravesaran la lámina con facilidad, ya que tendrían la carga positiva uniformemente distribuida, como decía el modelo postulado por Thomson.

Observó que eso era lo que sucedía para la mayor parte de dichas partículas, pero, para su sorpresa, algunas se desviaban e incluso unas pocas rebotaban en la lámina.

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Explicación del Fenómeno: Rutherford logró explicar brillantemente la dispersión de los rayos alfa en base a las siguientes conclusiones.

Supone que la materia está prácticamente hueca, pues la mayor parte de las partículas alfa la atraviesan sin desviarse.

Deduce que las partículas alfa rebotan debido a las repulsiones electrostáticas que sufren al pasar cerca de las cargas positivas. Ya que esto ocurre muy raramente, es preciso que dichas cargas ocupen un espacio muy pequeño en el interior del átomo, al cual denomina núcleo; éste constituye la parte positiva del átomo y contiene casi toda su masa.

Postula la existencia de partículas neutras en el núcleo para evitar la inestabilidad por repulsión entre los protones.

1.7. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1.911):

Consecuente con su experimento, Rutherford abandonó la idea de que el átomo seria como un “budín de pasas”, propuesta por Thomson, ya que según este modelo los rayos alfa se desviarían muy débilmente y nunca con ángulos de dispersión (θ) de 90° y 180° como ocurría con el experimento del descubrimiento del núcleo atómico.

Según Rutherford, el átomo es un sistema dinámico, con un núcleo de carga positiva y los electrones girando alrededor siguiendo trayectorias circulares y concéntricas a una gran velocidad, de tal modo que se neutralice la fuerza de atracción eléctrica que ejerce el núcleo; por lo tanto los electrones estarían girando alrededor en estado de equilibrio.

1.7.1. Error en el Modelo de Rutherford:

Según la física clásica (electrodinámica clásica), una partícula electrizada o cargada eléctricamente que se mueve con velocidad variable (con aceleración) emite o pierde energía

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constantemente en forma de ondas electromagnéticas). Por lo tanto el electrón que es una partícula con carga negativa y viaja con aceleración angular debido a que describe trayectoria circular, debe constantemente perder energía y acercarse poco a poco al núcleo siguiendo una trayectoria en espiral y finalmente caer al núcleo, o sea hasta la autodestrucción o colapso del átomo, lo cual nunca ocurre.

Por lo tanto la física clásica no servía para explicar fenómenos atómicos y era necesaria una nueva física en base a nuevos principios y leyes para las partículas submicroscópicas como átomos, moléculas y partículas subatómicas, que hoy en día se llama mecánica cuántica (relativista y no relativista)

1.8. DESCUBRIMIENTO DE LOS ISÓTOPOS

En 1913, Thomson canalizó una corriente de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos, hasta chocar con una placa fotográfica que había colocado al otro lado. Observó dos zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectorias de desviación diferentes. Thomson concluyó que esto era porque algunos de los iones de neón tenían diferentes masas; así fue como descubrió la existencia de los isótopos.

1.9. DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS NUCLEARES

En 1918, Rutherford logró partir el núcleo del átomo al bombardear gas nitrógeno con partículas alfa, y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno. Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno procedían de los núcleos de los mismos átomos de nitrógeno. Más tarde descubrió que la carga positiva de cualquier átomo equivalía siempre a un número entero de núcleos de hidrógeno. Esto, junto con el hecho de que el hidrógeno —el elemento más ligero— tenía una masa atómica de 1, le llevó a afirmar que los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares, constituyentes básicos de todos los núcleos atómicos: se había descubierto el protón. Un experimento posterior de Rutherford mostró que la masa nuclear

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de la mayoría de los átomos superaba a la de los protones que tenía. Por tanto, postuló la existencia de partículas sin carga, hasta entonces desconocidas, de donde provendría este exceso de masa.

En 1928, Walther Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutra cuando se le bombardeaba con partículas alfa. En 1932, James Chadwick expuso diversos elementos a esta radiación y dedujo que ésta estaba compuesta por partículas eléctricamente neutras con una masa similar a la de un protón. Chadwick llamó a estas partículas "neutrones".

1.10. TEORÍA ATÓMICA DE BOHR (1.913):

Entre 1911 y 1913 existió gran incertidumbre acerca de la estructura atómica. Se había descartado el modelo de J.J. Thomson porque no pudo explicar la desviación de los rayos alfa; el modelo de Rutherford estaba de acuerdo con los experimentos de desviación de partículas alfa, pero éste, además de ser inestable (porque el electrón perdía energía en forma de radiación electromagnética), no podía explicar la naturaleza de los espectros de emisión y absorción atómica.

En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica de Max Planck.

Niels Bohr no desechó totalmente el modelo planetario de Rutherford, sino que incluyó en él restricciones adicionales. Para empezar, consideró no aplicable el concepto de la física clásica de que una carga acelerada emite radiación continuamente.

Según la teoría cuántica de Planck, la absorción y emisión de energía tiene lugar en forma de fotones o cuantos. Bohr usó esta misma idea para aplicarla al átomo; es decir, el proceso de emisión o absorción de radiación por un átomo sólo puede realizarse en forma discontinua, mediante los fotones o cuantos que se generen por saltos electrónicos de un estado cuantizado de energía a otro.

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

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En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.

Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

1.10.1. Postulados de Bohr:

Primer Postulado: Equilibrios de fuerzas sobre el electrón

El electrón gira alrededor del núcleo en trayectoria circular en estado de equilibrio, debido a que todas las fuerzas que actúan sobre él se cancelan, o sea, la suma de fuerzas que actúan sobre el electrón es igual a cero.

Las únicas fuerzas principales que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza centrífuga. Segundo Postulado: Orbitas o niveles permitidos

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El electrón en forma estable, sólo debe girar en ciertas regiones permitidas llamadas niveles u orbitas, donde el momento angular (L) esta cuantizado mediante la siguiente expresión:

Tercer Postulado: Niveles estacionarios de energía

Mientras que el electrón gira en un nivel u orbita permitida, no emite ni absorbe energía, porque dichas orbitas son estados estacionarios de energía cuantizada, es decir, cada orbita tiene una energía definida.

Cuarto Postulado: Emisión y absorción de energía

El átomo emite o absorbe energía únicamente cuando el electrón realiza transiciones electrónicas de un nivel a otro. Por cada salto electrónico, se emite o se absorbe un solo fotón o cuánto. Si el electrón pasa de un nivel superior a uno inferior se emite energía, en caso contrario se absorbe energía. La energía del fotón emitido o absorbido es:

1.11. Postulados Recientes

La teoría cuántica revolucionó la física de comienzos del siglo XX, cuando Max Planck y Albert Einstein postularon que se emite o absorbe una leve cantidad de energía en cantidades fijas llamadas cuantos.

En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea a su modelo atómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar alrededor del núcleo en órbitas circulares determinadas, con una energía y un momento angular fijos, y siendo proporcionales las distancias del núcleo a los respectivos niveles de energía.[] Según este modelo, los átomos no podrían describir espirales hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera continua; en cambio, sólo podrían realizar "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de energía. Cuando esto ocurre, el átomo absorbe o emite luz a una frecuencia proporcional a la diferencia de energía (y de ahí la absorción y emisión de luz en los espectros discretos).

Arnold Sommerfeld amplió el átomo de Bohr en 1916 para incluir órbitas elípticas, utilizando una cuantificación de momento generalizado.

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El modelo de Bohr-Sommerfeld ad hoc era muy difícil de utilizar, pero a cambio hacía increíbles predicciones de acuerdo con ciertas propiedades espectrales. Sin embargo, era incapaz de explicar los átomos multielectrónicos, predecir la tasa de transición o describir las estructuras finas e hiperfinas.

En 1924, Louis de Broglie propuso que todos los objetos —particularmente las partículas subatómicas, como los electrones— podían tener propiedades de ondas. Erwin Schrödinger, fascinado por esta idea, investigó si el movimiento de un electrón en un átomo se podría explicar mejor como onda que como partícula.

La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926,[] describe al electrón como una función de onda en lugar de como una partícula, y predijo muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no podía explicar. Aunque este concepto era matemáticamente correcto, era difícil de visualizar, y tuvo sus detractores.[] Uno de sus críticos, Max Born, dijo que la función de onda de Schrödinger no describía el electrón, pero sí a muchos de sus posibles estados, y de esta forma se podría usar para calcular la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier posición dada alrededor del núcleo.[]

En 1927, Werner Heisenberg indicó que, puesto que una función de onda está determinada por el tiempo y la posición, es imposible obtener simultáneamente valores precisos tanto para la posición como para el momento de la partícula para cualquier punto dado en el tiempo.[] Este principio fue conocido como principio de incertidumbre de Heisenberg.

Los cinco orbitales atómicos de un átomo de neón, separados y ordenados en orden creciente de energía. En cada orbital caben como máximo dos electrones, que están la mayor parte del tiempo en las zonas delimitadas por las "burbujas".

Este nuevo enfoque invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas circulares claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero —dependiendo de su nivel de energía— tiende a estar con más frecuencia en ciertas regiones alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas como orbitales atómicos.

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Conclusiones

Antiguamente, los atomistas pensaban que sólo había un tipo de materia. Sostenían que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. A esta unidad indivisible la llamaron átomo.

Posteriormente los continuistas, como Demócrito, sostenían que todos los materiales están compuestos por cuatro “elementos”: tierra, aire, fuego y agua; Aristóteles (300 años a.C.), discípulo de Empédocles, describió los 4 elementos como la combinación de propiedades fundamentales de la materia: sequedad, humedad, calor y frio.

Dalton planteó la teoría atómica molecular, que fue la base del desarrollo de la química moderna, porque todas las investigaciones científicas se hicieron y aún se hacen aceptando que la materia está formada por átomos.

Thomson propuso un modelo atómico de forma esférica, con masa compacta y carga positiva distribuida homogéneamente; dentro de la esfera se encuentran incrustados los electrones con un movimiento vibratorio y en cantidad suficiente como para neutralizar la carga positiva de la esfera; por lo tanto, el átomo es eléctricamente neutro. A este modelo se le denominó “budín de pasas”.

Thomson fue el primero en relacionar la electricidad con el átomo.

Según Rutherford, el átomo es un sistema dinámico, con un núcleo de carga positiva y los electrones girando alrededor siguiendo trayectorias circulares y concéntricas a una gran velocidad, de tal modo que se neutralice la fuerza de atracción eléctrica que ejerce el núcleo; por lo tanto los electrones estarían girando alrededor en estado de equilibrio.

Finalmente Bohr perfeccionó los modelos existentes planteando soluciones a las fallas del modelo atómico de Rutherford, aplicando conceptos de la mecánica cuántica que explican la estabilidad de los electrones dentro del átomo y todo el proceso de emisión y absorción de energía.

Para muchos científicos la teoría atómica es la más importante en la historia de la ciencia. Esto se debe a las implicaciones que ha tenido, tanto para la ciencia básica como por las aplicaciones que se han derivado de ella.

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Bibliografía

RESTREPO M., Fabio, M. Jairo y VARGAS H., Leonel – Química Básica. Medellín, Colombia – Editorial Susaeta – Vol. I

CHANG, Raymond, Química, 7ma edición. Editorial Mc Graw Hill, México DF, 2003.

http://www.quimicaweb.net/ciencia/paginas/fenomenos.html

http://www.ojocientifico.com/2011/04/29/teoria-atomica-moderna