Estructura Atómica

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Estructura del Átomo

La historia registrada de la investigación de la estructura atómica se originó con las reflexiones filosóficas de los antiguos filósofos griegos Leucipo (c. 450B.C.E.) y Demócrito (c. 460-c. 370B.C.E.), que propusieron que la materia está compuesta de átomos diminutos e indivisibles. Su lógica se basaba en la idea de que algo debe preservar las propiedades de los materiales, y esta cosa debe permanecer igual, sin importar si el material se mezcla o no con otra cosa. Por ejemplo, cuando el azúcar se disuelve en agua, el azúcar ya no es visible, pero todavía es posible probarlo.

Una Conclusión

Por lo tanto, debe haber un “átomo de azúcar” que retenga las propiedades del azúcar cuando cambia de la forma sólida a estar en solución de agua.

PRECURSORES DE LA TEORÍA ATÓMICA
El químico francés Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794) dio un importante paso hacia la formulación de la teoría atómica con su trabajo experimental que llevó al descubrimiento de la Ley de Conservación de la Masa. Esta ley científica establece que la masa total de todas las sustancias que reaccionan en un cambio químico es la misma que la masa total de todas las sustancias producidas. Por ejemplo, la masa de un trozo de papel que se quema es igual a la masa de la ceniza que queda después de la quema, siempre y cuando se contabilice también la masa del oxígeno consumido en el proceso de quema y el dióxido de carbono y el vapor producidos.

La siguiente pieza crítica del rompecabezas que debía ponerse en marcha antes de que se pudiera desarrollar la teoría atómica fue el descubrimiento de la Ley de las Proporciones Definidas. El científico francés Joseph-Louis Proust (1754-1826) descubrió esta ley a finales del siglo XVIII trabajando con el carbonato de cobre (II), que consiste en los elementos cobre, carbono y oxígeno. Descubrió que tanto las muestras naturales como las sintetizadas artificialmente del compuesto eran 5,3 partes por masa de cobre, 4 partes de oxígeno y 1 parte de carbono, sin importar la fuente del compuesto. El mismo patrón aparecía con otros compuestos. Independientemente de que se hicieran en el laboratorio o se encontraran en la naturaleza, cada compuesto siempre consistía en su propia proporción fija definida de elementos por masa.

LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Con el descubrimiento y la difusión de la Ley de Conservación de la Masa y la Ley de Proporciones Definidas, las piezas estaban en su lugar para que alguien reviviera el antiguo concepto griego de atomismo. El científico inglés John Dalton (1766-1844) estaba trabajando en sus propios experimentos con la composición de compuestos en los albores del siglo XIX, y su hallazgo fue la clave que le llevaría a proponer audazmente la teoría atómica. Dalton se dio cuenta de que cuando los mismos dos elementos formaban más de un compuesto, la relación de masas de un elemento se producía sólo como una relación de número entero cuando se comparaba con una masa fija del otro elemento. Por ejemplo, el monóxido de carbono está compuesto de 3 partes por masa de carbono por cada 4 partes de oxígeno, y el dióxido de carbono está compuesto de 3 partes de carbono por 8 partes de oxígeno. La proporción de oxígeno en los dos compuestos es de 2:1. El monóxido de nitrógeno está compuesto por 7 partes de nitrógeno por cada 8 partes de oxígeno, y el dióxido de nitrógeno está compuesto por 7 partes de nitrógeno por cada 16 partes de oxígeno, y nuevamente, el oxígeno se combina en una proporción de 2:1. Este patrón llegó a conocerse como la Ley de las Proporciones Múltiples.

Dalton se preguntaba ciertamente sobre la causa de estas leyes de la naturaleza. ¿Por qué se producen estos patrones? Sólo había una explicación plausible: ¡los átomos! Si los compuestos estuvieran hechos de átomos, el cambio químico sería el resultado de la reorganización del mismo conjunto de átomos, explicando la Ley de Conservación de la Masa. Ningún átomo es creado o destruido cuando ocurre un cambio. Si los compuestos estuvieran hechos de átomos, sólo se pueden hacer en proporciones definidas, como 1 átomo del elemento X a 2 átomos del elemento Y. Los átomos no se pueden dividir, así que si los átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes, se explica la Ley de Proporciones Definidas. Las proporciones definidas por masa resultan de combinaciones de números enteros de átomos. Si los compuestos estuvieran hechos de átomos, entonces 1 átomo del elemento X puede combinarse con 1 átomo del elemento Y o 2 átomos del elemento Y, y así sucesivamente, lo que daría una relación de masa de 2:1 para el elemento Y para una masa fija del elemento X, explicando la Ley de Proporciones Múltiples.Entre las Líneas En 1808 Dalton publicó una descripción detallada de su teoría atómica, y a partir de entonces se acumularon más pruebas experimentales, dando a los científicos una confianza cada vez mayor en la validez de la teoría.

▷ En este Día de 8 Mayo (1846): Primera Derrota Mexicana frente a Estados Unidos

Tal día como hoy de 1846, las tropas estadounidenses al mando de Zachary Taylor derrotan a una fuerza mexicana al mando del general Mariano Arista en la batalla de Palo Alto, el primer enfrentamiento de la guerra mexicano-estadounidense (1846-48; véase su origen). Diez años antes tuvo lugar la batalla de San Jacinto, durante la guerra de la Independencia texana frente a México, cerca del lugar donde hoy en día se encuentra la ciudad de Houston (Texas). (Imagen de Wikimedia)

EL DESCUBRIMIENTO DE PARTÍCULAS MÁS PEQUEÑAS QUE EL ÁTOMO
Ahora que se había acumulado una cantidad suficiente de pruebas para apoyar la teoría atómica, los científicos comenzaron a preguntarse sobre la estructura de estas diminutas partículas. Dalton supuso que eran partículas indivisibles e indestructibles. Todos los átomos de un elemento eran idénticos, pero los átomos de cada elemento diferían de los átomos de otros elementos. Esta fue una buena primera suposición y todavía es válida en algunos aspectos, pero con el tiempo se demostró que era incorrecta. La estructura del átomo era mucho más compleja de lo que Dalton jamás imaginó.

El descubrimiento de la electricidad y la invención de la batería fue un prerrequisito necesario para aprender más sobre la estructura atómica. Un avance tecnológico clave que también se necesitaba era el desarrollo de tubos de vacío de alta calidad. Este paso se había logrado en 1875, cuando el científico inglés William Crookes (1832-1919) inventó lo que ahora se llama el tubo de Crookes. Imaginen una batería de coche con un largo cable metálico conectado a cada polo. Ahora imagina que el cable se corta en el medio y cada extremo del cable se inserta en los extremos opuestos de un tubo de vidrio y las aberturas se sellan. Así es como se ve un tubo de Crookes (ver Figura 1). Crookes fue capaz de unir el tubo a una bomba que evacuó casi todo el aire. Cuando se logró un buen vacío, Crookes observó que el vidrio junto al extremo cargado positivamente del cable brillaba en verde. Manipuló el diseño del tubo para mostrar que una sombra se proyecta detrás del extremo positivo del alambre, proporcionando evidencia de que algún tipo de rayo se origina en el electrodo negativo y se mueve hacia el electrodo positivo, lo que implica que los rayos consistieron en partículas con carga negativa porque las cargas opuestas se atraen.

En 1897 el físico inglés J. J. Thomson (1856-1940) construyó un tubo de Crookes que tenía placas metálicas que estaban conectadas a una fuente de alto voltaje insertada inmediatamente por encima y por debajo del flujo de partículas. Encontró que el flujo se alejaba de la placa cargada negativamente, confirmando que el flujo consistía en partículas cargadas negativamente.

Otros Elementos

Además, descubrió que el comportamiento de la corriente era exactamente el mismo, sin importar el gas dentro del tubo. Midiendo la desviación del haz de partículas al variar la intensidad del campo electromagnético, pudo calcular la relación entre carga y masa de las partículas. El valor era muy alto en comparación con la relación carga-masa de otras partículas conocidas, por lo que la nueva partícula tenía una carga muy alta o una masa muy baja.Entre las Líneas En el período de 1908 a 1913, el físico estadounidense Robert Millikan (1868-1953) fue capaz de determinar la carga de la partícula y, por lo tanto, se conoció su masa. La nueva partícula, que tenía 1/1837 la masa de un átomo de hidrógeno, se llamó electrón.

Dado que ahora se sabía que el átomo estaba formado por partículas aún más pequeñas, era natural preguntarse cuál era su estructura. Thomson propuso lo que se llama el modelo del pudín de ciruela, en referencia al tradicional pudín inglés de Navidad, en el que el pudín estaba cargado positivamente y las ciruelas eran los electrones cargados negativamente distribuidos por todo el pudín.

Aproximadamente al mismo tiempo que el descubrimiento del electrón, también se descubrió la radiactividad natural.Entre las Líneas En 1899 el físico nacido en Nueva Zelanda Ernest Rutherford (1871-1937), que realizó sus investigaciones en Canadá e Inglaterra, descubrió que las emisiones radiactivas tienen un componente fuertemente penetrante y otro débilmente penetrante. Para 1909 se había establecido que el componente fuertemente penetrante consistía en electrones y el componente débilmente penetrante, denominado partículas alfa, eran átomos de helio sin núcleos de electrones de helio. Las partículas alfa llevaban una carga opuesta a la del electrón y con el doble de magnitud.

Rutherford y sus colaboradores idearon un aparato que les permitía utilizar las partículas alfa para probar el modelo de pudín de ciruela del átomo. Dirigieron las partículas alfa a una lámina muy fina de papel de oro, encontrando al principio que las partículas pasaban directamente a través de la lámina. Aparentemente, las partículas alfa con carga positiva eran lo suficientemente energéticas para pasar directamente a través del pudín con carga positiva.

Puntualización

Sin embargo, también se observó un resultado curioso. Algunas partículas alfa se desviaron ligeramente. ¿Qué pasaría si el aparato se preparara para buscar más partículas alfa altamente desviadas? Si el modelo del pudín de ciruela era correcto, no debería desviarse ninguna partícula.

Puntualización

Sin embargo, para sorpresa de Rutherford, una de cada ocho mil partículas alfa proyectadas en la lámina de oro fue desviada hacia atrás.

Rutherford calculó que para desviar una partícula alfa cargada positivamente hacia atrás, la porción cargada positivamente del átomo debe ocupar sólo 1/3.000 del volumen total del átomo. Luego hizo cálculos para determinar la fracción de partículas alfa que deben encontrarse en ángulos entre el paso recto y una desviación completamente hacia atrás, y los datos experimentales confirmaron el nuevo modelo para la estructura atómica que ahora se llama el modelo nuclear del átomo: toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo está contenida en un pequeño núcleo central llamado núcleo (véase la figura 3). El resto del volumen del átomo está escasamente poblado de electrones.Entre las Líneas En 1932 se descubrió que en el núcleo también existía una partícula neutra, el neutrón, con una masa aproximadamente igual a la de un protón.

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En 1911-12 el físico danés Niels Bohr (1885-1962) completó sus estudios de doctorado y viajó a Inglaterra, donde realizó una investigación postdoctoral en el grupo de Rutherford.Entre las Líneas En 1912 Bohr regresó a Dinamarca y continuó contemplando el modelo nuclear del átomo de Rutherford. Se preguntaba sobre los electrones. ¿Cómo estaban dispuestos? Experimentalmente, se sabía que cuando la luz de una bombilla estándar de filamento de tungsteno se pasa a través de un prisma, resulta un arco iris completo de color.

Pormenores

Por el contrario, cuando un tubo de vidrio se llena con un gas elemental y se le colocan electrodos, como en un letrero de neón, por ejemplo, y la luz emitida pasa a través de un prisma, resultan líneas estrechas de varios colores. Cada elemento tiene su propio espectro de líneas características, como se conoce. ¿Por qué la luz emitida por los elementos se separa en espectros lineales?

Bohr dedujo que los espectros lineales resultarían si los electrones de un átomo se restringieran a órbitas específicas, similares a las órbitas de los planetas alrededor del Sol. A medida que un electrón se mueve desde una órbita más lejana a una órbita más cercana al núcleo, se mueve a un estado de menor energía porque el electrón con carga negativa es atraído naturalmente hacia el núcleo con carga positiva. El exceso de energía se transfiere fuera del átomo en forma de luz, y los colores de la luz en los espectros lineales corresponden a las cantidades de energía asociadas a las diferentes distancias de las órbitas. Todo esto tiene perfecto sentido excepto por una característica extraña: el electrón debe limitarse a ocupar sólo ciertas órbitas. Esta cuantificación de la distancia del electrón al núcleo tendría que ocurrir para que resultaran los espectros lineales; de lo contrario, todos los colores serían posibles, y eso no es lo que se observó experimentalmente.

Basado en la experiencia de varios autores, mis opiniones y recomendaciones se expresarán a continuación (o en otros lugares de esta plataforma, respecto a las características en 2024 o antes, y el futuro de esta cuestión):

Utilizando el átomo de hidrógeno debido a su simplicidad, con un protón y un electrón, Bohr calculó los colores de la luz que deberían estar en los espectros lineales de la luz emitida por un tubo de gas de hidrógeno, incluyendo los de las porciones infrarroja, visible y ultravioleta del espectro.

Informaciones

Los datos experimentales coincidieron perfectamente con las predicciones teóricas, y nació el modelo planetario del átomo de hidrógeno (ver Figura 4). Lamentablemente, pronto se descubrió que el hidrógeno era el único átomo que encajaba en el modelo, por lo que la investigación de la estructura del átomo tuvo que continuar.

Aviso

No obstante, un nuevo concepto importante surgió del modelo de Bohr: las energías de los electrones se cuantifican.

Aproximadamente una década después de que el modelo de Bohr se diera a conocer a la comunidad científica, el físico francés Louis de Broglie (1892-1987) propuso que las partículas en movimiento exhiben propiedades ondulatorias, y a medida que la masa de una partícula se hace más pequeña, sus propiedades ondulatorias se convierten en una característica más importante del comportamiento de la partícula.

Una Conclusión

Por lo tanto, debido a que el electrón tenía la menor masa de cualquier partícula conocida, actuaría más como una onda que cualquier otra partícula.

En 1926 el físico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961) aplicó una relación conocida para describir las ondas tridimensionales a la energía de un electrón en un átomo, derivando la ahora famosa ecuación de ondas de Schroödinger. La ecuación de Schroödinger retuvo la cuantificación de energías de Bohr, y se basó en el tratamiento de de Broglie de un electrón como una onda.

Puntualización

Sin embargo, produce un resultado alucinante: ¡la posición de un electrón dentro de un átomo no puede ser conocida con absoluta certeza! La ecuación da resultados en términos de la probabilidad de que un electrón se encuentre en un cierto volumen de espacio.

El volumen dentro de un átomo en el que un electrón tiene una alta probabilidad de estar ubicado se denomina orbital. La Ecuación de Schrödinger predice que los orbitales tienen ciertas formas características; las esferas, las mancuernas y las hojas de trébol son las más comunes. Hasta dos electrones pueden ocupar el volumen definido por cualquier orbital individual.

Los resultados de la Ecuación de Schroödinger son la base de la química moderna, donde un objetivo principal es transformar los materiales que se encuentran en abundancia en la corteza terrestre, como el petróleo, en materiales que son útiles, como contenedores, piezas y mobiliario de plástico. Los átomos tienden a adherirse unos a otros debido a la superposición de las órbitas atómicas que tienen un electrón cada una. Los químicos han aprendido a desacoplar estas órbitas superpuestas y a volver a unirlas en nuevas disposiciones. Las propiedades químicas de los elementos también están en gran medida en función de la disposición de los electrones de un átomo dentro de sus orbitales.

Datos verificados por: Marck

Modelo Bohr

El modelo Bohr de estructura atómica fue desarrollado por el físico danés y premio Nobel Niels Bohr (1885-1962). Publicado en 1913, el modelo de Bohr mejoró los modelos atómicos clásicos de los físicos J. J. Thomson y Ernest Rutherford al incorporar la teoría cuántica. Mientras trabajaba en su tesis doctoral en la Universidad de Copenhague, Bohr estudió la teoría cuántica de la radiación del físico Max Planck (1858-1947). Después de graduarse, Bohr trabajó en Inglaterra con Thomson y posteriormente con Rutherford. Durante este tiempo Bohr desarrolló su modelo de estructura atómica.

Antes de Bohr, el modelo clásico del átomo era similar al modelo copernicano del sistema solar donde, al igual que los planetas orbitan alrededor del sol, los electrones negativos se movían en órbitas alrededor de un núcleo relativamente masivo, cargado positivamente. El modelo clásico del átomo permitía a los electrones orbitar a cualquier distancia del núcleo. Esto predecía que cuando, por ejemplo, un átomo de hidrógeno se calentaba, debía producir un espectro continuo de colores al enfriarse porque su electrón, alejado del núcleo por la energía calorífica, renunciaría gradualmente a esa energía al acercarse en espiral al núcleo. Los experimentos espectroscópicos, sin embargo, mostraron que los átomos de hidrógeno producían sólo ciertos colores cuando se calentaban.

Otros Elementos

Además, los influyentes estudios del físico James Clark Maxwell sobre la radiación electromagnética (luz) predijeron que un electrón que orbita alrededor del núcleo según las leyes de Newton perdería energía continuamente y finalmente caería en el núcleo. Para explicar las propiedades observadas del hidrógeno, Bohr propuso que los electrones sólo existían en ciertas órbitas y que, en lugar de viajar entre las órbitas, los electrones hacían saltos cuánticos instantáneos o saltos entre las órbitas permitidas.

En el modelo de Bohr, el nivel de energía más estable y bajo se encuentra en la órbita más interna. Esta primera órbita forma una concha alrededor del núcleo y se le asigna un número cuántico principal (n) de n=1. A las conchas orbitales adicionales se les asignan valores n=2, n=3, n=4, etc. Las conchas orbitales no están espaciadas a distancias iguales del núcleo, y el radio de cada concha aumenta rápidamente al cuadrado de n. Un número creciente de electrones puede caber en estas conchas orbitales según la fórmula 2n2. La primera envoltura puede contener hasta dos electrones, la segunda envoltura (n=2) hasta ocho electrones, y la tercera envoltura (n=3) hasta 18 electrones. Las subcáscaras o suborbitales (designadas s,p,d y f) con diferentes formas y orientaciones permiten a cada elemento una configuración de electrones única.

A medida que los electrones se alejan del núcleo, ganan energía potencial y se vuelven menos estables.

Los átomos con electrones en sus órbitas de menor energía están en un estado de “tierra”, y aquellos con electrones que saltan a órbitas de mayor energía están en un estado “excitado”. Los átomos pueden adquirir energía que excita a los electrones por colisiones térmicas aleatorias, colisiones con partículas subatómicas o por la absorción (véase su concepto jurídico) de un fotón. De todos los fotones (paquetes cuánticos de energía luminosa) que un átomo puede absorber, sólo se absorberán aquellos que tengan una energía igual a la diferencia de energía entre las órbitas de los electrones permitidas. Los átomos ceden el exceso de energía interna emitiendo fotones a medida que los electrones regresan a órbitas (internas) de menor energía.

Los saltos cuánticos de electrones entre órbitas propuestos por el modelo de Bohr tuvieron en cuenta las observaciones de Planck de que los átomos emiten o absorben radiación electromagnética sólo en ciertas unidades llamadas cuantos. El modelo de Bohr también explicó muchas propiedades importantes del efecto fotoeléctrico descrito por Albert Einstein (1879-1955).

Según el modelo de Bohr, cuando un electrón es excitado por energía salta de su estado terrestre a un estado excitado (es decir, a una órbita de mayor energía). El átomo excitado puede entonces emitir energía sólo en ciertas cantidades (cuantizadas) mientras sus electrones saltan de vuelta a órbitas de menor energía ubicadas más cerca del núcleo. Este exceso de energía se emite en cuantos de radiación electromagnética (fotones de luz) que tienen exactamente la misma energía que la diferencia de energía entre las órbitas a las que salta el electrón.Entre las Líneas En el caso del hidrógeno, cuando un electrón regresa a la segunda órbita (n=2) emite un fotón con la energía que corresponde a un color particular o línea espectral que se encuentra en la serie de líneas de Balmer situadas en la porción visible del espectro electromagnético (luz). El color particular de la serie depende del orbital superior desde el cual el electrón saltó. Cuando el electrón regresa a la órbita más interna (n=1), el fotón emitido tiene más energía y forma una línea en la serie de Lyman que se encuentra en la porción de mayor energía, la ultravioleta, del espectro. Cuando el electrón regresa a la tercera cáscara cuántica (n=3), retiene más energía y, por lo tanto, el fotón emitido tiene una energía correspondientemente más baja y forma una línea en la serie de Paschen que se encuentra en la porción de menor energía, el infrarrojo, del espectro.

Debido a que los electrones son partículas cargadas en movimiento, también generan un campo magnético. Así como un amperio es una unidad de corriente eléctrica, un magnetón es una unidad de momento dipolar magnético. El momento magnético orbital para el átomo de hidrógeno se llama magnetón de Bohr.

El trabajo de Bohr ganó el Premio Nobel en 1922.

Secuencia

Posteriormente, modelos más complejos matemáticamente basados en el trabajo del físico francés Louis Victor de Broglie (1892-1987) y el físico austríaco Erwin Schro¨ dinger (1887-1961) que describían la naturaleza de las partículas y las ondas de los electrones resultaron más útiles para describir los átomos con más de un electrón. El modelo estándar que incorpora las partículas de quarks refina aún más el modelo de Bohr.

Puntualización

Sin embargo, el modelo de Bohr sigue siendo fundamental para el estudio de la química, especialmente el concepto de valencia utilizado para predecir las propiedades reactivas de un elemento.

El modelo de Bohr sigue siendo un hito en el pensamiento científico que plantea profundas preguntas a los científicos y filósofos. El concepto de que los electrones hacen saltos cuánticos de una órbita a otra, en lugar de simplemente moverse entre las órbitas, parece contrario a la intuición, es decir, fuera de la experiencia humana con la naturaleza. Bohr dijo, “Cualquiera que no esté sorprendido por la teoría cuántica no la ha entendido”. Como gran parte de la teoría cuántica, las pruebas de cómo funciona la naturaleza a nivel atómico son matemáticas.

Datos verificados por: Marck

Niels Bohr

Recursos

Traducción al Inglés

Traducción al inglés de Niels Bohr: Niels Bohr

Véase También

Número atómico; Espectroscopia atómica; Teoría atómica; Peso atómico; Campo electromagnético; Inducción electromagnética; Espectro electromagnético; Mecánica cuántica.
Teoría Atómica de la Materia; Peso Atómico; Batería; Conservación de la Masa, Ley de; Proporciones Definidas, Ley de; Carga Eléctrica; Electrón, Masa y Carga de; Elementos; Neutrón, Descubrimiento de; Tabla Periódica de Elementos; Protón, Descubrimiento de; Mecánica Cuántica; Principio de Incertidumbre; Naturaleza Ondulatoria de las Partículas

Bibliografía

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