Introducción.
Cada sustancia del universo,
las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas
y hasta las estrellas más lejanas, están enteramente formada por pequeñas
partículas llamadas átomos.
Son tan pequeñas que no son
posible fotografiarlas. Para hacernos una idea de su tamaño, un punto de esta
línea puede contener dos mil millones de átomos.
Estas pequeñas partículas
son estudiadas por la química,
ciencia
que surgió en la edad media
y que estudia la materia.
Pero si nos adentramos en la
materia nos damos cuenta de que está formada por átomos. Para comprender estos
átomos a lo largo de la historia diferentes
científicos han enunciado una serie de teorías
que nos ayudan a comprender la complejidad de estas partículas. Estas teorías
significan el asentamiento de la química moderna.
Como ya hemos dicho antes la
química surgió en la edad media, lo que quiere decir que ya se conocía el átomo
pero no del todo, así durante el
renacimiento esta ciencia evoluciona.
Posteriormente a fines del
siglo XVIII se descubren un gran número de elementos, pero este no es el avance
más notable ya que este reside cuando Lavoisier da una interpretación
correcta al fenómeno de la combustión.
Ya en el siglo XIX se
establecen diferentes leyes
de la combinación y con la clasificación periódica de los elementos (1871) se potencia
el estudio de la constitución
de los átomos.
Actualmente su objetivo
es cooperar a la interpretación de la composición, propiedades, estructura
y transformaciones del universo, pero para hacer todo esto hemos de empezar de
lo más simple y eso son los átomos, que hoy conocemos gracias a esas teorías
enunciadas a lo largo de la historia. Estas teorías que tanto significan para
la química es lo que vamos a estudiar en las próximas hojas de este trabajo.
Historia del Átomo.
La teoría
atómica de Dalton.
John Dalton (1766-1844).
Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la materia.
En 1803 formuló la ley
que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de
la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones
definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples,
realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:
1.- Los elementos químicos
están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2.- Todos los átomos de un
elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
3.- Los átomos de diferentes
elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
4.- Los átomos son
indestructibles y retienen su identidad
en los cambios químicos.
5.- Los compuestos se forman
cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de
números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas
moléculas).
Representación de distintos
átomos según Dalton:
¡ Oxígeno
¤ Hidrógeno
Å Azufre Para
Dalton los átomos eran esferas macizas.
ã Cobre
l Carbono
Representación de un cambio
químico, según Dalton:
¡ + ¤ ð ¡ ¤
Esto quería decir que un
átomo de oxígeno
más un átomo de hidrógeno
daba un átomo o molécula de agua.
La formación de agua a
partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos
elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton, equivocadamente,
supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de
hidrógeno.
Dalton, además de esta
teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se
combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas
combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas
proporciones.
Cuando dos elementos se
combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se
combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números
enteros sencillos.
A mediados del siglo XIX,
unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie
de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo
atómico inicial.
De hecho, el mundo atómico
es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su conocimiento.
Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada que
no se pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a
manipular la caja (moverla en distintas direcciones, escuchar el ruido,
pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con nuestra experiencia. Este
modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por
otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de
Dalton hasta nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que
han llevado a la formulación de una serie de modelos
invalidados sucesivamente a la luz
de nuevos acontecimientos.
El modelo atómico de
Thomsom.
Thomson, sir Joseph john
(1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en
una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban
incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en
una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese
eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era
neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de
la esfera si la energía en juego
era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.
J. J. Thomson demostró en
1897 que estos rayos se desviaban también en un campo
eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que
eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y
la masa de estas partículas.
Para este cálculo
realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo
eléctrico y uno magnético.
Cada uno de estos campos,
actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se
dejaba fijo el campo eléctrico, el campo
magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos
siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas
eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se
anulaban.
El segundo paso consistía en
eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al
campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a
masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.
Esta constatación llevó a
Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran
átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a
las que llamó electrones.
Las placas se colocan dentro
de un tubo de vidrio
cerrado, al que se le extrae el aire,
y se introduce un gas
a presión
reducida.
El modelo de
Rutherford.
Sir Ernest Rutherford
(1871-1937), famoso hombre
de ciencia inglés
que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia
que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.
La experiencia de Rutherford
consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro.
Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una
pantalla de sulfuro de cinc.
La importancia del
experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la
lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas
cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.
El hecho de que sólo unas pocas
radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que
las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy
pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad
positiva fue llamado núcleo.
Rutherford poseía información
sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna
acerca de la distribución
o posición de los electrones.
En el modelo de Rutherford,
los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del
sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza
de atracción electrostática
era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en
línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en
contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo
con las leyes del electromagnetismo,
un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección
lineal es modificada, emite o absorbe radiación
electromagnética.
El electrón del átomo de
Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una
trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación
electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del
electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral
hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr
unos años más tarde.
El modelo atómico de
Bhor.
Niels Bohr (1885-1962 fue un
físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis
cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los
espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello
llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica
de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
Este modelo implicaba los
siguientes postulados:
1.- El electrón tenía
ciertos estados definidos estacionarios de movimiento
(niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados
estacionarios tenía una energía fija y definida.
2.- Cuando un electrón
estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado
absorbía o desprendía energía.
3.- En cualquiera de estos
estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del
núcleo.
4.- Los estados de
movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento
angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.
Vemos pues que Bohr aplicaba
la hipótesis
cuántica por Planck en 1900.
La teoría ondulatoria
electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos
fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba
otros fenómenos tales como la irradicación de un cuerpo sólido caliente. Planck
resolvió el problema suponiendo que un sistema
mecánico no podía tener cualquier valor
de la energía, sino solamente ciertos valores.
Así, en un cuerpo sólido
caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de
frecuencia era emitida por un grupo
de átomos que circulaba con la misma frecuencia.
Aplicando esta hipótesis a
la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que
presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo,
no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios
de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba
energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.
Por otro lado, el modelo de
Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases,
en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro
correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.
¿Por qué un elemento emite
solamente cierta frecuencia ? Veamos la respuesta:
En condiciones normales los
electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía.
Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a
un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso
se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y
desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual
a la diferencia de la que tienen los dos niveles.
La energía del electrón en
el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre.
Al aplicar la formula de
Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el
pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos.
El modelo de Thomson
presentaba un átomo estático
y macizo. Las cargas
positivas y negativas estaban
en reposo neutralizándose
mutuamente. Los electrones
estaban incrustados en una
masa positiva como las pasas en
un pastel de frutas. El
átomo de Rutherford era dinámico
y hueco, pero de acuerdo con
las leyes de la física
clásica
inestable. El modelo de Bohr
era análogo al de Rutherford,
pero conseguía salvar la
inestabilidad recurriendo a la
noción de cuantificación y
junto con ella a la idea de que la
física de los átomos debía
ser diferente de la física clásica
Modelo atomico cuántico
ME PERECE MUY INTERESANTE EL TEMA DE LOS MODELOS DE CADA CIENTÍFICO , EL VÍDEO MUY BUENO, ESPERO QUE SIGAN PUBLICANDO ESTE TIPO DE CONTENIDO.
ResponderEliminarCAMILA ANDREA REYES URIBE
SEPTIMO
COLEGIO SAN LUIS GONZAGA
ME PARECIÓ MUY BUENO EL TEMA, APRENDÍ MUCHAS COSAS INTERESANTES QUE NUNCA HABÍA CONOCIDO, SON MUY PARTICULARES LAS COSAS QUE APRENDEMOS, Y NOS LLENAMOS DE CONOCIMIENTO.
ResponderEliminarLUISA NATALIA VARGAS QUINTERO
GRADO SEPTIMO
COLEGIO SAN LUIS GONZAGA
la informacion esta muy bien esplicada y ademas me llamo la atencion el tema del modelo atomico de born
ResponderEliminarvivian eslendy mantilla: septimo
del colegio educativo san luis gozaga
ResponderEliminarEste comentario ha sido eliminado por el autor.
ResponderEliminarMe Parecio Muy Interesante Este Blog Por Que Hay Cosas Que Nunca Habia Visto El Tema Que Mas Me Gusto Es EL ´´El Atomo´´ Por Que Habla Sobre Las Dos Grandes Ciencias Y El Estudio De La Materia Y Tambien Hablan Algo Claro Por Que Todo Lo Podemos Entender Mas Facieles Y Tambien La MECANICA De Niuton Y Tambien Hablan Del SISTEMA SOLAR En Miniatura Este Tema Es Exelente Gracias..
ResponderEliminarDanna Valentina Herrera Hernandez Grado:Septimo Colegio Educativo San Luis Gonzaga
hoy 12 de febrero ahi quiz de biologia de la celula XD
ResponderEliminares muy interesante el tema e importante para nuestro estudio espero que sigan montando mas cosa interesantes
ResponderEliminarLUISA NATALIA VARGAS QUINTERO
GRADO 7
COLEGIO SAN LUIS GONZAGA
fue muy bueno porque aprendi muchas cosas sobre las particulas electronicas que son el atomo aunque me se la definicion aca hay cosas mucho mas interesaantes
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