Teoría Atómica desde la antigüedad hasta tiempos
actuales.
El átomo en la antigüedad
Los filósofos griegos
discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia y concluyeron que el
mundo era más simple de lo que parecía. Algunas de sus ideas de mayor
relevancia fueron:
- Leucipo y Demócrito
En el siglo
V a. C., Leucipo sostenía que había un sólo tipo de materia y pensaba que si
dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo
que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin
división"). La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse
en:
- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles.
- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.
- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomo.
- Empedoclés
En el siglo
IV a. C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por 4 elementos:
tierra, aire, agua y fuego.
- Aristóteles
Aristóteles,
posteriormente, postula que la materia estaba formada por esos 4 elementos pero
niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento
de la humanidad.
- 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:
- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
- 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).
- El modelo atómico de Thomson.
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 magnéticas 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.
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 Rutherford 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.
- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
- 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 irradiación
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.
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 de Sommerfeld
En 1916, Sommerfeld,
con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes
modificaciones al modelo de Bohr:
- Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas.
- A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
- El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
En
consecuencia el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo
atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar
las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma
circular.
- Modelo de Schrodinger (1924).
Los electrones se distribuyen en orbitales
que son regiones del espacio con una alta probabilidad de encontrar un electrón.
Se tienen en cuenta los siguientes números
cuánticos:
- Número cuántico principal (n)
- Número cuántico secundario o Azimutal (l)
- Número cuántico magnético (m)
- Número de espín (s)
En un átomo no puede haber electrones con los cuatro números cuánticos
iguales.
El modelo actual es de Schrodinger.
Bibliografía
- http://www.monografias.com/trabajos/teoatomicas/teoatomicas.shtml#ixzz4Hh4QgR3I
- http://atomictheory3.blogspot.com/2011/05/modelo-atomico-de-sommerfeld.html
- http://www.quimicas.net/2015/05/el-modelo-atomico-de-schrodinger.html
