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QUÍMICA MENCIÓN
QM-01
ÁT O M O S Y PA R T Í C U L A S
2
INTRODUCCIÓN
La Química es una ciencia activa y en continuo crecimiento. Tiene una importancia fundamental
para nuestro mundo, y auque sus orígenes son muy antiguos, se le considera una ciencia
moderna.
El descubrimiento del fuego, el uso de los metales, los fenómenos climáticos y los cambios de
estaciones fueron los primeros motivos de cuestionamiento respecto del entorno y la naturaleza.
Debieron pasar milenios para encasillar a la Química como ciencia exacta, capaz de descifrar con
certeza el origen de la materia, su composición y los cambios que ella experimenta.
En esta era, todas las ciencias han utilizado variantes de lo que se denomina el método
científico con el propósito de observar, ordenar, cuantificar, analizar y deducir de manera lógica
un fenómeno observable y de este modo buscar respuestas del cómo o cuando sucede o volverá a
suceder.
El desarrollo de la ciencia ha sido irregular y algunas veces ilógico. Los grandes descubrimientos
muchas veces fueron producto de las contribuciones y experiencia de otros científicos. Incluso
muchas veces el factor “suerte” ha sido gatillante en la aclaración de un fenómeno y la predicción
del mismo.
En cualquier tipo de investigación los datos obtenidos producto de la observación de un fenómeno
físico, químico o biológico deben ser cualitativos y cuantitativos, vale decir, deben ser medibles y
reproducibles. En general, los científicos, utilizan símbolos estandarizados y ecuaciones para
anotar sus mediciones. Esta forma de representación no sólo simplifica el proceso de llevar los
registros, sino que también forma la base para la comunicación con otros científicos.
En este capítulo el estudio de la química comenzará desde un nivel microscópico, considerando las
primeras ideas atómicas planteadas hasta encontrarnos con el concepto más fundamental y
transversal de todas las ciencias exactas: La materia. En capítulos posteriores ordenaremos y
cuantificaremos la materia, considerando sus estados de agregación, la masa contenida y
finalmente analizaremos la reactividad y los conceptos asociados a la transferencia de energía y
materia con el entorno.
3
LA QUÍMICA EN GRECIA
En el siglo V a.C, el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba
formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles a las que llamó átomos. A pesar de que
no fue aceptada por sus pares contemporáneos, se mantuvo y se enseñó en las escuelas
filosóficas de la Grecia.
Las ideas elementales planteadas por Aristóteles y Platón respecto del mismo tema, fueron más
populares y trascendieron por siglos. Fue recién en 1808 que el profesor John Dalton reflotó las
ideas de Demócrito y planteó la Teoría Atómica para explicar el origen de la materia.
Entre tanto, surgieron otras importantes interpretaciones para explicar la materia. Se destacan la
Alquimia, La teoría del flogisto, la Iatroquímica y el desarrollo de la Química asociada a la
medicina.
Aquí un compendio cronológico resumido:
4
5
LA TEORÍA DE DALTON
John Dalton en 1808 repostuló la teoría atómica adaptándola y
ampliándola hasta ser capaz de explicar la materia, su entorno, los
distintos tipos de sustancias y las reacciones químicas. Para ello enunció
los siguientes postulados:
La idea atómica del Dalton era más precisa y clara que la de Demócrito. A pesar de ello Dalton no
intentó describir la estructura o composición de los átomos, pues los consideraba la partícula más
pequeña. Sin embargo, a pesar de lo asertivo que fue Dalton, surgieron interrogantes que hicieron
pensar que la estructura atómica no podía ser tan sencilla como se suponía. Las descargas
eléctricas que generaban algunos gases a baja presión (conductividad eléctrica en el vacío), el
fenómeno asombroso de la Radiactividad y las emisiones de energía, los espectros de emisión
atómicos y las reacciones de descomposición electrolítica de algunas sales pusieron en tela de
juicio la teoría de Dalton y la composición del átomo. La mancomunada sucesión de hechos
científicos y el enorme trabajo realizado en un período relativamente corto de tiempo, permitieron
comprender entre otras cosas, que la naturaleza íntima de la materia es eléctrica, que el átomo
contiene partículas más pequeñas aún, que la carga eléctrica puede transferirse y que la física
Newtoniana no contenía ecuaciones capaces de predecir el comportamiento de las partículas
componentes del átomo.
6
DESCUBRIMIENTO DE LOS ELECTRONES
En 1879 Sir Williams Crookes llevó a cabo un experimento totalmente innovador y sorprendente.
Intentó generar descargas eléctricas en gases (a baja presión). En ese tiempo ya se sabía que
sólidos y líquidos podían conducir la corriente eléctrica, sin embargo, poco o nada se conocía de
los gases.
Croockes observó que en los tubos en que se había generado vacío se generaban descargas
eléctricas al aplicarse altos voltajes sobre discos metálicos (electrodos) si éste contenía un gas en
su interior.
La intensidad de la luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y la naturaleza del
gas dentro del tubo. Dedujo que los gases también podían conducir la corriente eléctrica y lo más
sorprendente aún, que era posible establecer corriente a baja presión. Estas deducciones se
repitieron a la par en varios laboratorios, pero en ninguno se intentó descifrar la naturaleza de
esta corriente eléctrica. Los rayos observados por Croockes ocurrían siempre a alto voltaje y
viajaban en línea recta (aparentemente a la velocidad de la luz) desde un electrodo a otro. Sin
saberlo Croockes esta frente a una haz de electrones acelerados.
El experimento muestra la proyección de la sombra detrás del ánodo. El haz de luz corresponde a los rayos
catódicos, los cuales son desviados por un imán (campo magnético).
7
De sus observaciones Crookes determinó, respecto de los rayos que:
Años más tarde el científico inglés, Joseph John Thomson, estudió la naturaleza eléctrica de
estos rayos, haciéndolos pasar a través de un campo eléctrico. Observó que el haz era atraído por
la placa positiva. Para explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos estaban formados
por pequeñas partículas con carga eléctrica negativa: LOS ELECTRONES.
El reconocimiento de este hallazgo no se hizo esperar. Thomson fue reconocido por sus aciertos
en este campo y la historia lo recuerda como el científico que descubrió los electrones. A pesar de
este innegable aporte, Thomson no pudo calcular la masa de estas partículas, aun cuando dedujo
matemáticamente una relación entre la carga eléctrica y la masa de ellas.
Relación carga/masa del electrón e/m = - 1,76·108
C/g
Quedaba aún cuantificar a los electrones y en conjunto establecer un modelo para el átomo. Se
aceptaba en la comunidad científica que el átomo existía como constituyente de la materia. Más
aún, también estaba clara la existencia de los electrones dentro del átomo. El paso próximo fue
descubrir nuevas partículas constituyentes y la arquitectura correcta del átomo.
J. J. Thomson en el laboratorio de Física de la Universidad de Cambridge.
8
LAMASA Y CARGA DEL ELECTRÓN
EXPERIMENTO DE LA GOTA DE ACEITE
Entre 1908 y 1917 Robert Millikan realizó una
serie de experimentos con el propósito de
medir la carga unitaria del electrón. En su
trabajo Millikan, analizó el movimiento de
minúsculas gotas de aceite que cargadas
eléctricamente con los iones del aire.
Suspendía en el aire las gotas cargadas con
ayuda de un campo eléctrico y sus
movimientos fueron monitoreados con un
microscopio. Con este procedimiento Millikan
encontró que la carga de un electrón es de -
1,6022·10-19
Coulomb.
Con este dato pudo establecer su masa, de la siguiente
forma:
CARGA
MASA=
CARGA/MASA
-19
8
-1,6022·10 C
MASA=
-1,76·10 C/g
= 9,10·10-28
g
Los aportes de Millikan permitieron establecer con precisión única la carga eléctrica y la masa del
electrón. Sin embargo queda inconcluso el tema de la naturaleza eléctrica del átomo. Si éste sólo
contenía electrones, ¿cómo se explicaba la electroneutralidad de la materia?, según algunos
científicos debía existir una partícula con carga eléctrica contraria a los electrones y de masa
similar (concepto errado).
Equipo utilizado para
determinar la carga de una gota
de aceite.
9
DESCUBRIMIENTO DE PROTONES Y NEUTRONES
En 1886 Eugen Goldstein, utilizando un cátodo perforado, descubrió un haz visible que se
desplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES.
En sus experimentos con
tubos de descarga eléctrica
(con cátodos perforados),
Goldstein descubrió que
además del haz de
electrones, se producía una
radiación de partículas
positivas en dirección
opuesta, (atravesaban el
cátodo).
Investigando la desviación de las partículas positivas con un campo magnético, encontró que la
masa de ellas no era constante, vale decir, diferentes gases generaban partículas positivas de
masa distinta (rayos canales). Así, aquellas partículas más livianas de los rayos canales
correspondían al elemento de masa menor, el hidrógeno. Otro dato muy importante es que la
carga de los rayos canales era exactamente la misma, en valor absoluto, que la de los rayos
catódicos, a pesar de la enorme diferencia de sus masas. En efecto la masa del protón es casi
unas 1840 veces mayor que la del electrón.
En la imagen se observa el cátodo perforado antes de encender el tubo (lado izquierdo)
y luego de encenderlo (lado derecho).
A mediados de 1920, un científico inglés de nombre Ernest Rutherford observó que la suma de
las masas de los electrones y protones en un átomo era bastante menor a su masa total,
casi la mitad del valor observado. Intentando aclarar los resultados obtenidos postuló lo
siguiente:
 Existe aparentemente una nueva partícula subatómica, el NEUTRÓN
 Esta partícula posee carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los
experimentos con tubos de descarga.
 Posee una masa similar a la del protón y se encuentra situada en el núcleo del átomo.
10
Posteriormente en 1932 James
Chadwick, notable físico inglés,
detectó esta partícula subatómica en
estudios con reacciones nucleares.
Bombardeó láminas de berilio con
partículas alfa produciendo la
transmutación en Carbono y pudo
detectar la emisión de neutrones.
Las características observadas coincidieron con las
mencionadas por Rutherford, así que el nombre de neutrón
se mantuvo.
CUADRO RESUMEN
11
Diversos modelos atómicos han intentado explicar fenómenos asociados que distan mucho de la
lógica original respecto al comportamiento del átomo. Una de las encrucijadas más discutidas fue
la forma en que protones y neutrones se mantienen estables dentro de un espacio tan diminuto, a
pesar de lo enorme de sus masas. Múltiples investigaciones han demostrado que en la naturaleza
existen 4 tipos de interacciones fundamentales:
1. Interacción nuclear débil.
2. Interacción nuclear fuerte.
3. Interacción electromagnética.
4. Interacción gravitacional.
Interacción nuclear débil: Es una interacción de corto alcance (10-18
m), más débil que la
interacción electrostática. Es una interacción atractiva.
Interacción nuclear fuerte: Esta interacción mantiene unidos a los quarks, y por lo tanto a
protones y neutrones. Es más fuerte que la interacción
electrostática, y su interacción de corto alcance (10-15
m).
Interacción electromagnética: Es una interacción que actúa entre partículas con carga
eléctrica, es más fuerte que la gravedad y posee un alcance
infinito. Su interacción puede ser atractiva o repulsiva.
Describe casi todos los fenómenos cotidianos.
Interacción gravitacional: Es una interacción de alcance infinito, que afecta a todas las
partículas. Es una interacción atractiva.
MODELOS ATÓMICOS
MODELOS ATÓMICOS
12
MODELO DE THOMSON, Budín de Pasas
Antes de que Joseph John Thomson descubriera los electrones, el átomo
se consideraba neutro e indivisible. A partir del descubrimiento de estas
partículas cargadas se hizo necesario replantear la naturaleza del átomo
siendo Thomson el primer científico en plantearlo.
Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia,
Thomson ideó un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero
carente de sustento físico. El modelo denominado “budín de pasas”,
permitía comprender la electroneutralidad de la materia, pues los
electrones se encontraban inmersos y quietos en un espacio mínimo
cargado positivamente. La comunidad científica al poco tiempo desechó
el modelo, pues físicamente era insostenible (fue imposible justificar los
enlaces entre átomos ni menos explicaba el comportamiento de las
sustancias cargadas).
MODELO DE RUTHERFORD, Planetario
Ernest Rutherford (alumno de Thomson) ideó un
modelo atómico más sensato, valiéndose de un
experimento muy simple y de gran precisión.
Sobre láminas muy delgadas de diversos
metales hizo incidir un haz de partículas 
(alfa) de masa apreciable y carga positiva. El
experimento buscaba demostrar que el átomo
se componía de un cúmulo de partículas
positivas (protones) confinadas en un espacio
mínimo (menos del 1% del volumen total del
átomo), todo el resto del espacio era vacío y en
él se movían los electrones.
Rutherford en el laboratorio de
Cambridge
13
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD:
Observaciones hechas antes del experimento:
1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad
de que el haz de partículas  (positivas) colisionara con él era baja.
2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas 
colisionarían y no podrían atravesar la lámina.
3. Se ubicó una pantalla de sulfuro de cinc detrás de la lámina usada como blanco, con el fin
de comprobar si efectivamente las partículas  lograban atravesarla.
4. Las partículas alfa fueron emitidas por un material radiactivo (uranio) dispuesto en un
blindaje de plomo.
14
Resultados:
Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina.
El resto prácticamente no se desvió. Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluye que:
Por su semejanza con el sistema solar el modelo atómico de Rutherford se denominó "modelo
planetario del átomo"
ERRORES EN EL MODELO PLANETARIO DE RUTHERFORD
 El modelo no aclaraba la atracción entre el núcleo y
los electrones girando a su alrededor.
 Según los físicos de la época la atracción núcleo –
electrón, aceleraría a este último y lo haría caer
inapelablemente al núcleo.
Con los resultados obtenidos en el experimento con la
lámina de oro, Rutherford pudo despejar sus dudas
respecto a la ubicación de las partículas atómicas, sin
embargo, el movimiento de los electrones y sus
propiedades no fueron aclarados con este modelo.
15
MODELO DE BOHR, de Estado Estacionario
Cuando Niels Bohr propuso su modelo atómico, predominaban
dos concepciones que dividían a la física. Por un lado, la
mecánica clásica concebía al universo como una unión entre
materia y radiación y sobre el cual calzaban perfectamente los
postulados y fórmulas de Newton.
La física de Maxwell en cambio, con su teoría electromagnética,
intentaba explicar por ejemplo, que la luz era simplemente una
radiación ondulatoria de campos eléctricos y magnéticos.
Esta nueva física planteaba que el mundo atómico sólo podía
explicarse mediante postulados nuevos, ya que la física clásica
contradecía su teoría con los resultados obtenidos.
Según las teorías clásicas respecto al electromagnetismo, la
energía de una onda sólo dependía de su amplitud. Sin
embargo, aplicada la teoría a un cuerpo, a cierta temperatura, los resultados no eran
concordantes.
En 1900 Max Planck explicó el fenómeno y con ello se inició “la física cuántica”. Según ésta, un
cuerpo absorbe o emite energía en forma discontinua, vale decir, en paquetes de energía o
cantidades definidas que denominó “cuantos”. Duramente criticada en su época, hoy se asume
con propiedad la veracidad de esta teoría.
Es en este escenario, donde Niels Bohr planteó su modelo atómico (hidrogenoide) argumentando lo
siguiente:
16
La transición mediante la cual un electrón gana o pierde energía se conoce como salto energético
o salto cuántico. La teoría de Planck le permitió a Bohr explicar el por qué algunos átomos emiten
luz de color visible o radiaciones electromagnéticas específicas.
ERRORES EN EL MODELO ESTACIONARIO DE BOHR
El modelo sólo logró explicar de manera
satisfactoria los átomos hidrogenoides, para
aquellos con más de un electrón sólo pudo
predecir el número máximo por nivel (2n2
).
El modelo planteaba que la órbita de los
electrones era circular (radio fijo). Con esta
presunción fue imposible comprender los distintos
estados energéticos de los electrones.
El modelo atómico de Bohr fue el último intento
de modelar el átomo usando física clásica, y su
logro parcial se debió a que introdujo algunos
conceptos propios de la física cuántica.
DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES SEGÚN BOHR
 Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n2
), así que por tanto, cada
nivel energético alberga un número único de electrones como máximo (principio válido hasta
el cuarto nivel energético).
Así entonces, para los distintos niveles de energía (n), el número máximo de electrones debe ser:
n = 1 2 · 12
= 2
n = 2 2 · 22
= 8
n = 3 2 · 32
= 18
n = 4 2 · 42
= 32
17
MODELO DE SCHRÖDINGER, Mecánico-Cuántico
1. Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Heisenberg complicó aún más los postulados clásicos
estableciendo uno de los dogmas más intrigantes de la
física. Se dio cuenta de que para una partícula analizada
bajo la perspectiva cuántica, el simple hecho de medir 2 de
sus propiedades al mismo tiempo conlleva a errores e
imprecisiones.
Según el principio, ciertas parejas de variables físicas como
la posición y la cantidad de movimiento de una partícula no
pueden calcularse simultáneamente con un 100% de
exactitud, los resultados obtenidos rondan los valores
medios y no exactos.
Ejemplificando el concepto debiéramos aclarar que si el
electrón fuese esta partícula en estudio y si siguiera las
leyes clásicas de la física, las incertidumbres se reducirían a
cero, así que su posición y momentum serían exactos.
Lamentablemente sabemos que el electrón no responde a
la física clásica así que la incertidumbre se mantiene hasta
hoy.
Ecuación de incertidumbre:
h
ΔX · Δ(m · v)
4

Donde:
X = posición de la partícula
(m·v) = cantidad de movimiento (momentum)
h = constante de Planck = 6,626·10-34
J·s
En 1924 un joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tiene
propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones
se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de entonces los
electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términos de
probabilidades.
18
El Orbital Atómico, Ecuación de Schrödinger
En términos sencillos, la mecánica cuántica propone calcular
la probabilidad matemática de encontrar al electrón (su
posible órbita alrededor del núcleo), ante la imposibilidad que
limita la exactitud. Cabe reconocer que todos los objetos
(independiente de su tamaño), están sujetos al principio de
incertidumbre, sin embargo
para dimensiones mayores
carece de interés ya que las
magnitudes involucradas son
significativamente mayores
que el valor de la constante
de Planck, en cambio para
una partícula como el
electrón, sí que es relevante.
Tomando como base las ideas planteadas por Louis de Broglie, Edwin Schrödinger dedujo una
ecuación fundamental, llamada “la ecuación de onda”, que logró descifrar el comportamiento de
un electrón alrededor del núcleo atómico.
Según Schrödinger, si la posición de un electrón no es exacta, entonces, su ubicación puede
plantearse en términos de probabilidades, de modo que las soluciones a las ecuaciones de
onda se denominan “orbitales” ( 2
 ). Debemos aclarar eso sí, que un “orbital” es una función
matemática, no un parámetro físico, tampoco se trata de una órbita ni una trayectoria precisa.
Físicamente corresponde a la zona del espacio donde posiblemente se encuentre el
electrón girando.
En otras palabras, se define orbital atómico, como la zona del espacio donde es posible calcular la
probabilidad matemática de encontrar a un electrón. Para ello, se requiere encontrar previamente
la función que describa la trayectoria de un electrón, a esta se le conoce como función de onda
(resolución de la incertidumbre). Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan
por un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible
para el átomo.
En este modelo, los electrones se ubican a cierta distancia del núcleo (nivel) y giran en regiones
de alta probabilidad (orbitales). Los orbitales son ocupados por electrones llenando primero los de
menor energía y luego el resto.
19
ORBITALES ATÓMICOS
DMTR-QM01
Puedes complementar los contenidos de esta guía visitando nuestra Web
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Átomos y Partículas (QM01-PDV 2013)

  • 1. 2013 QUÍMICA MENCIÓN QM-01 ÁT O M O S Y PA R T Í C U L A S
  • 2. 2 INTRODUCCIÓN La Química es una ciencia activa y en continuo crecimiento. Tiene una importancia fundamental para nuestro mundo, y auque sus orígenes son muy antiguos, se le considera una ciencia moderna. El descubrimiento del fuego, el uso de los metales, los fenómenos climáticos y los cambios de estaciones fueron los primeros motivos de cuestionamiento respecto del entorno y la naturaleza. Debieron pasar milenios para encasillar a la Química como ciencia exacta, capaz de descifrar con certeza el origen de la materia, su composición y los cambios que ella experimenta. En esta era, todas las ciencias han utilizado variantes de lo que se denomina el método científico con el propósito de observar, ordenar, cuantificar, analizar y deducir de manera lógica un fenómeno observable y de este modo buscar respuestas del cómo o cuando sucede o volverá a suceder. El desarrollo de la ciencia ha sido irregular y algunas veces ilógico. Los grandes descubrimientos muchas veces fueron producto de las contribuciones y experiencia de otros científicos. Incluso muchas veces el factor “suerte” ha sido gatillante en la aclaración de un fenómeno y la predicción del mismo. En cualquier tipo de investigación los datos obtenidos producto de la observación de un fenómeno físico, químico o biológico deben ser cualitativos y cuantitativos, vale decir, deben ser medibles y reproducibles. En general, los científicos, utilizan símbolos estandarizados y ecuaciones para anotar sus mediciones. Esta forma de representación no sólo simplifica el proceso de llevar los registros, sino que también forma la base para la comunicación con otros científicos. En este capítulo el estudio de la química comenzará desde un nivel microscópico, considerando las primeras ideas atómicas planteadas hasta encontrarnos con el concepto más fundamental y transversal de todas las ciencias exactas: La materia. En capítulos posteriores ordenaremos y cuantificaremos la materia, considerando sus estados de agregación, la masa contenida y finalmente analizaremos la reactividad y los conceptos asociados a la transferencia de energía y materia con el entorno.
  • 3. 3 LA QUÍMICA EN GRECIA En el siglo V a.C, el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles a las que llamó átomos. A pesar de que no fue aceptada por sus pares contemporáneos, se mantuvo y se enseñó en las escuelas filosóficas de la Grecia. Las ideas elementales planteadas por Aristóteles y Platón respecto del mismo tema, fueron más populares y trascendieron por siglos. Fue recién en 1808 que el profesor John Dalton reflotó las ideas de Demócrito y planteó la Teoría Atómica para explicar el origen de la materia. Entre tanto, surgieron otras importantes interpretaciones para explicar la materia. Se destacan la Alquimia, La teoría del flogisto, la Iatroquímica y el desarrollo de la Química asociada a la medicina. Aquí un compendio cronológico resumido:
  • 4. 4
  • 5. 5 LA TEORÍA DE DALTON John Dalton en 1808 repostuló la teoría atómica adaptándola y ampliándola hasta ser capaz de explicar la materia, su entorno, los distintos tipos de sustancias y las reacciones químicas. Para ello enunció los siguientes postulados: La idea atómica del Dalton era más precisa y clara que la de Demócrito. A pesar de ello Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos, pues los consideraba la partícula más pequeña. Sin embargo, a pesar de lo asertivo que fue Dalton, surgieron interrogantes que hicieron pensar que la estructura atómica no podía ser tan sencilla como se suponía. Las descargas eléctricas que generaban algunos gases a baja presión (conductividad eléctrica en el vacío), el fenómeno asombroso de la Radiactividad y las emisiones de energía, los espectros de emisión atómicos y las reacciones de descomposición electrolítica de algunas sales pusieron en tela de juicio la teoría de Dalton y la composición del átomo. La mancomunada sucesión de hechos científicos y el enorme trabajo realizado en un período relativamente corto de tiempo, permitieron comprender entre otras cosas, que la naturaleza íntima de la materia es eléctrica, que el átomo contiene partículas más pequeñas aún, que la carga eléctrica puede transferirse y que la física Newtoniana no contenía ecuaciones capaces de predecir el comportamiento de las partículas componentes del átomo.
  • 6. 6 DESCUBRIMIENTO DE LOS ELECTRONES En 1879 Sir Williams Crookes llevó a cabo un experimento totalmente innovador y sorprendente. Intentó generar descargas eléctricas en gases (a baja presión). En ese tiempo ya se sabía que sólidos y líquidos podían conducir la corriente eléctrica, sin embargo, poco o nada se conocía de los gases. Croockes observó que en los tubos en que se había generado vacío se generaban descargas eléctricas al aplicarse altos voltajes sobre discos metálicos (electrodos) si éste contenía un gas en su interior. La intensidad de la luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y la naturaleza del gas dentro del tubo. Dedujo que los gases también podían conducir la corriente eléctrica y lo más sorprendente aún, que era posible establecer corriente a baja presión. Estas deducciones se repitieron a la par en varios laboratorios, pero en ninguno se intentó descifrar la naturaleza de esta corriente eléctrica. Los rayos observados por Croockes ocurrían siempre a alto voltaje y viajaban en línea recta (aparentemente a la velocidad de la luz) desde un electrodo a otro. Sin saberlo Croockes esta frente a una haz de electrones acelerados. El experimento muestra la proyección de la sombra detrás del ánodo. El haz de luz corresponde a los rayos catódicos, los cuales son desviados por un imán (campo magnético).
  • 7. 7 De sus observaciones Crookes determinó, respecto de los rayos que: Años más tarde el científico inglés, Joseph John Thomson, estudió la naturaleza eléctrica de estos rayos, haciéndolos pasar a través de un campo eléctrico. Observó que el haz era atraído por la placa positiva. Para explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos estaban formados por pequeñas partículas con carga eléctrica negativa: LOS ELECTRONES. El reconocimiento de este hallazgo no se hizo esperar. Thomson fue reconocido por sus aciertos en este campo y la historia lo recuerda como el científico que descubrió los electrones. A pesar de este innegable aporte, Thomson no pudo calcular la masa de estas partículas, aun cuando dedujo matemáticamente una relación entre la carga eléctrica y la masa de ellas. Relación carga/masa del electrón e/m = - 1,76·108 C/g Quedaba aún cuantificar a los electrones y en conjunto establecer un modelo para el átomo. Se aceptaba en la comunidad científica que el átomo existía como constituyente de la materia. Más aún, también estaba clara la existencia de los electrones dentro del átomo. El paso próximo fue descubrir nuevas partículas constituyentes y la arquitectura correcta del átomo. J. J. Thomson en el laboratorio de Física de la Universidad de Cambridge.
  • 8. 8 LAMASA Y CARGA DEL ELECTRÓN EXPERIMENTO DE LA GOTA DE ACEITE Entre 1908 y 1917 Robert Millikan realizó una serie de experimentos con el propósito de medir la carga unitaria del electrón. En su trabajo Millikan, analizó el movimiento de minúsculas gotas de aceite que cargadas eléctricamente con los iones del aire. Suspendía en el aire las gotas cargadas con ayuda de un campo eléctrico y sus movimientos fueron monitoreados con un microscopio. Con este procedimiento Millikan encontró que la carga de un electrón es de - 1,6022·10-19 Coulomb. Con este dato pudo establecer su masa, de la siguiente forma: CARGA MASA= CARGA/MASA -19 8 -1,6022·10 C MASA= -1,76·10 C/g = 9,10·10-28 g Los aportes de Millikan permitieron establecer con precisión única la carga eléctrica y la masa del electrón. Sin embargo queda inconcluso el tema de la naturaleza eléctrica del átomo. Si éste sólo contenía electrones, ¿cómo se explicaba la electroneutralidad de la materia?, según algunos científicos debía existir una partícula con carga eléctrica contraria a los electrones y de masa similar (concepto errado). Equipo utilizado para determinar la carga de una gota de aceite.
  • 9. 9 DESCUBRIMIENTO DE PROTONES Y NEUTRONES En 1886 Eugen Goldstein, utilizando un cátodo perforado, descubrió un haz visible que se desplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES. En sus experimentos con tubos de descarga eléctrica (con cátodos perforados), Goldstein descubrió que además del haz de electrones, se producía una radiación de partículas positivas en dirección opuesta, (atravesaban el cátodo). Investigando la desviación de las partículas positivas con un campo magnético, encontró que la masa de ellas no era constante, vale decir, diferentes gases generaban partículas positivas de masa distinta (rayos canales). Así, aquellas partículas más livianas de los rayos canales correspondían al elemento de masa menor, el hidrógeno. Otro dato muy importante es que la carga de los rayos canales era exactamente la misma, en valor absoluto, que la de los rayos catódicos, a pesar de la enorme diferencia de sus masas. En efecto la masa del protón es casi unas 1840 veces mayor que la del electrón. En la imagen se observa el cátodo perforado antes de encender el tubo (lado izquierdo) y luego de encenderlo (lado derecho). A mediados de 1920, un científico inglés de nombre Ernest Rutherford observó que la suma de las masas de los electrones y protones en un átomo era bastante menor a su masa total, casi la mitad del valor observado. Intentando aclarar los resultados obtenidos postuló lo siguiente:  Existe aparentemente una nueva partícula subatómica, el NEUTRÓN  Esta partícula posee carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los experimentos con tubos de descarga.  Posee una masa similar a la del protón y se encuentra situada en el núcleo del átomo.
  • 10. 10 Posteriormente en 1932 James Chadwick, notable físico inglés, detectó esta partícula subatómica en estudios con reacciones nucleares. Bombardeó láminas de berilio con partículas alfa produciendo la transmutación en Carbono y pudo detectar la emisión de neutrones. Las características observadas coincidieron con las mencionadas por Rutherford, así que el nombre de neutrón se mantuvo. CUADRO RESUMEN
  • 11. 11 Diversos modelos atómicos han intentado explicar fenómenos asociados que distan mucho de la lógica original respecto al comportamiento del átomo. Una de las encrucijadas más discutidas fue la forma en que protones y neutrones se mantienen estables dentro de un espacio tan diminuto, a pesar de lo enorme de sus masas. Múltiples investigaciones han demostrado que en la naturaleza existen 4 tipos de interacciones fundamentales: 1. Interacción nuclear débil. 2. Interacción nuclear fuerte. 3. Interacción electromagnética. 4. Interacción gravitacional. Interacción nuclear débil: Es una interacción de corto alcance (10-18 m), más débil que la interacción electrostática. Es una interacción atractiva. Interacción nuclear fuerte: Esta interacción mantiene unidos a los quarks, y por lo tanto a protones y neutrones. Es más fuerte que la interacción electrostática, y su interacción de corto alcance (10-15 m). Interacción electromagnética: Es una interacción que actúa entre partículas con carga eléctrica, es más fuerte que la gravedad y posee un alcance infinito. Su interacción puede ser atractiva o repulsiva. Describe casi todos los fenómenos cotidianos. Interacción gravitacional: Es una interacción de alcance infinito, que afecta a todas las partículas. Es una interacción atractiva. MODELOS ATÓMICOS MODELOS ATÓMICOS
  • 12. 12 MODELO DE THOMSON, Budín de Pasas Antes de que Joseph John Thomson descubriera los electrones, el átomo se consideraba neutro e indivisible. A partir del descubrimiento de estas partículas cargadas se hizo necesario replantear la naturaleza del átomo siendo Thomson el primer científico en plantearlo. Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia, Thomson ideó un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero carente de sustento físico. El modelo denominado “budín de pasas”, permitía comprender la electroneutralidad de la materia, pues los electrones se encontraban inmersos y quietos en un espacio mínimo cargado positivamente. La comunidad científica al poco tiempo desechó el modelo, pues físicamente era insostenible (fue imposible justificar los enlaces entre átomos ni menos explicaba el comportamiento de las sustancias cargadas). MODELO DE RUTHERFORD, Planetario Ernest Rutherford (alumno de Thomson) ideó un modelo atómico más sensato, valiéndose de un experimento muy simple y de gran precisión. Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizo incidir un haz de partículas  (alfa) de masa apreciable y carga positiva. El experimento buscaba demostrar que el átomo se componía de un cúmulo de partículas positivas (protones) confinadas en un espacio mínimo (menos del 1% del volumen total del átomo), todo el resto del espacio era vacío y en él se movían los electrones. Rutherford en el laboratorio de Cambridge
  • 13. 13 EXPERIMENTO DE RUTHERFORD: Observaciones hechas antes del experimento: 1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad de que el haz de partículas  (positivas) colisionara con él era baja. 2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas  colisionarían y no podrían atravesar la lámina. 3. Se ubicó una pantalla de sulfuro de cinc detrás de la lámina usada como blanco, con el fin de comprobar si efectivamente las partículas  lograban atravesarla. 4. Las partículas alfa fueron emitidas por un material radiactivo (uranio) dispuesto en un blindaje de plomo.
  • 14. 14 Resultados: Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina. El resto prácticamente no se desvió. Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluye que: Por su semejanza con el sistema solar el modelo atómico de Rutherford se denominó "modelo planetario del átomo" ERRORES EN EL MODELO PLANETARIO DE RUTHERFORD  El modelo no aclaraba la atracción entre el núcleo y los electrones girando a su alrededor.  Según los físicos de la época la atracción núcleo – electrón, aceleraría a este último y lo haría caer inapelablemente al núcleo. Con los resultados obtenidos en el experimento con la lámina de oro, Rutherford pudo despejar sus dudas respecto a la ubicación de las partículas atómicas, sin embargo, el movimiento de los electrones y sus propiedades no fueron aclarados con este modelo.
  • 15. 15 MODELO DE BOHR, de Estado Estacionario Cuando Niels Bohr propuso su modelo atómico, predominaban dos concepciones que dividían a la física. Por un lado, la mecánica clásica concebía al universo como una unión entre materia y radiación y sobre el cual calzaban perfectamente los postulados y fórmulas de Newton. La física de Maxwell en cambio, con su teoría electromagnética, intentaba explicar por ejemplo, que la luz era simplemente una radiación ondulatoria de campos eléctricos y magnéticos. Esta nueva física planteaba que el mundo atómico sólo podía explicarse mediante postulados nuevos, ya que la física clásica contradecía su teoría con los resultados obtenidos. Según las teorías clásicas respecto al electromagnetismo, la energía de una onda sólo dependía de su amplitud. Sin embargo, aplicada la teoría a un cuerpo, a cierta temperatura, los resultados no eran concordantes. En 1900 Max Planck explicó el fenómeno y con ello se inició “la física cuántica”. Según ésta, un cuerpo absorbe o emite energía en forma discontinua, vale decir, en paquetes de energía o cantidades definidas que denominó “cuantos”. Duramente criticada en su época, hoy se asume con propiedad la veracidad de esta teoría. Es en este escenario, donde Niels Bohr planteó su modelo atómico (hidrogenoide) argumentando lo siguiente:
  • 16. 16 La transición mediante la cual un electrón gana o pierde energía se conoce como salto energético o salto cuántico. La teoría de Planck le permitió a Bohr explicar el por qué algunos átomos emiten luz de color visible o radiaciones electromagnéticas específicas. ERRORES EN EL MODELO ESTACIONARIO DE BOHR El modelo sólo logró explicar de manera satisfactoria los átomos hidrogenoides, para aquellos con más de un electrón sólo pudo predecir el número máximo por nivel (2n2 ). El modelo planteaba que la órbita de los electrones era circular (radio fijo). Con esta presunción fue imposible comprender los distintos estados energéticos de los electrones. El modelo atómico de Bohr fue el último intento de modelar el átomo usando física clásica, y su logro parcial se debió a que introdujo algunos conceptos propios de la física cuántica. DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES SEGÚN BOHR  Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n2 ), así que por tanto, cada nivel energético alberga un número único de electrones como máximo (principio válido hasta el cuarto nivel energético). Así entonces, para los distintos niveles de energía (n), el número máximo de electrones debe ser: n = 1 2 · 12 = 2 n = 2 2 · 22 = 8 n = 3 2 · 32 = 18 n = 4 2 · 42 = 32
  • 17. 17 MODELO DE SCHRÖDINGER, Mecánico-Cuántico 1. Principio de Incertidumbre de Heisenberg Heisenberg complicó aún más los postulados clásicos estableciendo uno de los dogmas más intrigantes de la física. Se dio cuenta de que para una partícula analizada bajo la perspectiva cuántica, el simple hecho de medir 2 de sus propiedades al mismo tiempo conlleva a errores e imprecisiones. Según el principio, ciertas parejas de variables físicas como la posición y la cantidad de movimiento de una partícula no pueden calcularse simultáneamente con un 100% de exactitud, los resultados obtenidos rondan los valores medios y no exactos. Ejemplificando el concepto debiéramos aclarar que si el electrón fuese esta partícula en estudio y si siguiera las leyes clásicas de la física, las incertidumbres se reducirían a cero, así que su posición y momentum serían exactos. Lamentablemente sabemos que el electrón no responde a la física clásica así que la incertidumbre se mantiene hasta hoy. Ecuación de incertidumbre: h ΔX · Δ(m · v) 4  Donde: X = posición de la partícula (m·v) = cantidad de movimiento (momentum) h = constante de Planck = 6,626·10-34 J·s En 1924 un joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tiene propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de entonces los electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términos de probabilidades.
  • 18. 18 El Orbital Atómico, Ecuación de Schrödinger En términos sencillos, la mecánica cuántica propone calcular la probabilidad matemática de encontrar al electrón (su posible órbita alrededor del núcleo), ante la imposibilidad que limita la exactitud. Cabe reconocer que todos los objetos (independiente de su tamaño), están sujetos al principio de incertidumbre, sin embargo para dimensiones mayores carece de interés ya que las magnitudes involucradas son significativamente mayores que el valor de la constante de Planck, en cambio para una partícula como el electrón, sí que es relevante. Tomando como base las ideas planteadas por Louis de Broglie, Edwin Schrödinger dedujo una ecuación fundamental, llamada “la ecuación de onda”, que logró descifrar el comportamiento de un electrón alrededor del núcleo atómico. Según Schrödinger, si la posición de un electrón no es exacta, entonces, su ubicación puede plantearse en términos de probabilidades, de modo que las soluciones a las ecuaciones de onda se denominan “orbitales” ( 2  ). Debemos aclarar eso sí, que un “orbital” es una función matemática, no un parámetro físico, tampoco se trata de una órbita ni una trayectoria precisa. Físicamente corresponde a la zona del espacio donde posiblemente se encuentre el electrón girando. En otras palabras, se define orbital atómico, como la zona del espacio donde es posible calcular la probabilidad matemática de encontrar a un electrón. Para ello, se requiere encontrar previamente la función que describa la trayectoria de un electrón, a esta se le conoce como función de onda (resolución de la incertidumbre). Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible para el átomo. En este modelo, los electrones se ubican a cierta distancia del núcleo (nivel) y giran en regiones de alta probabilidad (orbitales). Los orbitales son ocupados por electrones llenando primero los de menor energía y luego el resto.
  • 19. 19 ORBITALES ATÓMICOS DMTR-QM01 Puedes complementar los contenidos de esta guía visitando nuestra Web http://www.pedrodevaldivia.cl/