A principios de la década de 1900 dos hechos relativos a los átomos eran sabidos, contiene electrones y son eléctricamente neutros. Dado que son neutros, cada átomo deberá tener igual número de cargas positivas y negativas. Para inicios del siglo XX el modelo aceptado para los átomos fue el propuesto por J.J Thomson. Según su descripción, un átomo era una esfera de materia positiva en los cuales se encuentran embebidos los electrones.
Sin embargo Ernest Rutherford hizo a un lado este modelo, al explicar los resultados de un experimento diseñado para medir la dispersión de las partículas a (partículas con carga positiva) por una lámina muy delgada de oro. Al hacer pasar las partículas a por la lámina, se pudo observar que la mayoría presentaba una mínima desviación o ninguna, unas pocas se desviaban en un ángulo grande y otras incluso se devolvían; hecho que no debía ocurrir si la carga positiva estaba uniformemente distribuida, ya que no habría suficiente concentración de la misma en un determinado punto, como para desviar por repulsión a las partículas a las cuales viajaban a la velocidad de la luz (3x108 m/s).
Ante los hechos descritos, Rutherford pudo concluir que la mayor parte del átomo debe ser un especio vacío por lo cual las partículas a pasan con muy poca desviación o ninguna. En cuanto a las cargas positivas (protones), las mismas deben estar en un conglomerado central dentro del átomo al que llamó núcleo. Cuando las partículas a del experimento de dispersión, viaja directamente hacia el núcleo, experimenta una gran repulsión que podía intervenir el sentido de su movimiento (más adelante, en 1932, Chadwick demostró la existencia en el núcelo de partículas eléctricamente neutra con masa ligeramente mayor que la de los protones, las cuales recibieron el nombre de neutrones). (Chang, 1997)
Ante los hechos descritos, Rutherford pudo concluir que la mayor parte del átomo debe ser un especio vacío por lo cual las partículas a pasan con muy poca desviación o ninguna. En cuanto a las cargas positivas (protones), las mismas deben estar en un conglomerado central dentro del átomo al que llamó núcleo. Cuando las partículas a del experimento de dispersión, viaja directamente hacia el núcleo, experimenta una gran repulsión que podía intervenir el sentido de su movimiento (más adelante, en 1932, Chadwick demostró la existencia en el núcelo de partículas eléctricamente neutra con masa ligeramente mayor que la de los protones, las cuales recibieron el nombre de neutrones). (Chang, 1997)
Como el átomo es eléctricamente neutro, entonces se puede deducir que hay electrones alrededor del núcleo en un número suficiente para igualar la carga positiva del núcleo del mismo. El diámetro de un átomo, a grandes números quena entre 1 x10-8 cm y 3 x 10-8 cm, y lo determinan los electrones que rodean al núcleo es cual posee. El diámetro de un núcleo es aproximadamente10-13 cm. (Brescia,1977)
Modelo atómico de Bohr
Pero la imagen del átomo formado por un núcleo positivo rodeado de electrones negativos plantea un problema. En virtud de sus cargas opuestas, los electrones son atraídos por el núcleo, y, como si estuviesen en reposo caerían sobre él, se puede deducir que dichos electrones poseen algún tipo de movimiento que contrarresta la atracción nuclear. Ahora bien si se mueven, deben irradiar energía, pues es un hecho comprobado que siempre la emiten las cargas eléctricas que se desplazan bajo el influjo de fuerzas atractivas. Esta pérdida de energía ha de producir una disminución en la velocidad del electrón, restándole capacidad para resistir la atracción del núcleo y obligándole a acercarse constantemente a él, hasta que la estructura del átomo colapse. Pero esto no ocurre, por lo que el razonamiento anterior encierra alguna incongruencia. (Seinko, 1967)
Una clave para la resolución del problema se ha obtenido al estudiar la luz emitida por las sustancias cuando se les calienta. Es un hecho familiar que la luz blanca consta de diferentes colores y que estos se dispersan cuando aquella pasa a través del prisma. Supongamos que esta luz proviene del alambre incandescente de una lámpara y atraviesa el prisma (como muestra la figura). La banda muestra un espectro continuo cuyas tonalidades pasan gradualmente de cada color al siguiente y cada color corresponde a distintas energías luminosas.
Si el mismo experimento se repite cambiando la lámpara por una llama a la que se le ha añadido una sal volatilizable, el espectro que se obtiene no es continuo. En la banda aparece un espectro de rayas de líneas muy finas (ver figura), cada un de las cuales corresponde a una clase de luz de determinada energía. Esto evidencia que los átomos solo pueden radiar ciertas cantidades de energía, o en otras palabras, que no emiten energía en cantidades cualesquiera, sino que en valores definidos y discretos.
El físico danés Niels Bohr propuso en 1913 una teoría que no solo explica los espectros de rayas, sino también la causa de que la estructura atómica no se derrumbe. Emitió la hipótesis revolucionaria de que la energía total de cada electrón está cuantificada, esto es, restringida a determinados valores, lo que equivale a admitir que los electrones del átomo no pueden poseer cantidades cualesquiera de energía, sino solo ciertos valores específicos.
El único modo de que un electrón varíe de energía es pasando de un nivel energético discreto a otro, y no por una transición gradual sino brusca e instantánea (producida por el calentamiento, por ejemplo). Cuando a electrón no le es posible pasar de un nivel energético a otro de menor contenido energético por no existir disponible ninguno de estas condiciones, aquel no podrá emitir energía, y de aquí que la estructura del átomo no colapse. Si, por el contrario, existe dicho nivel energético disponible, el electrón irradia energía al pasar de uno al otro, pero solo en una cantidad definida, exactamente igual a la diferencia que hay entre ambos niveles. Los espectros de rayas se deben probablemente a que la energía calórica que la llama comunica a los electrones lleva estos a niveles más altos, y cuando caen de nuevo a otros más bajos, emiten luz de energía característica. (Seinko, 1967)
La hipótesis de Bohr significó la fundación de la mecánica cuántica (estudio de las leyes del movimiento que rigen el comportamiento de las partículas pequeñas). En la mecánica cuántica se precisan nuevos principios, de los cuales el fundamental dice que “para los electrones de los átomos solo son posibles niveles determinados de energía”, estableciendo que los electrones se hallan en niveles energéticos y que no existe ninguno cuya energía sea intermedia entre los dos niveles inmediatos.
Estos niveles energéticos, se enumeran dando al menor el número 1, al inmediato superior 2 y así sucesivamente. El número n, que designa el nivel energético, se denomina número cuántico principal. Otro principio de la mecánica cuántica es que la cantidad de electrones por nivel, en un átomo, no puede ser mayor a 2n2. Esto significa que para el nivel más bajo (n=1), el número máximo de electrones es igual a 2 y para el siguiente es igual a 8.
Modelo atómico de Bohr
Pero la imagen del átomo formado por un núcleo positivo rodeado de electrones negativos plantea un problema. En virtud de sus cargas opuestas, los electrones son atraídos por el núcleo, y, como si estuviesen en reposo caerían sobre él, se puede deducir que dichos electrones poseen algún tipo de movimiento que contrarresta la atracción nuclear. Ahora bien si se mueven, deben irradiar energía, pues es un hecho comprobado que siempre la emiten las cargas eléctricas que se desplazan bajo el influjo de fuerzas atractivas. Esta pérdida de energía ha de producir una disminución en la velocidad del electrón, restándole capacidad para resistir la atracción del núcleo y obligándole a acercarse constantemente a él, hasta que la estructura del átomo colapse. Pero esto no ocurre, por lo que el razonamiento anterior encierra alguna incongruencia. (Seinko, 1967)
Una clave para la resolución del problema se ha obtenido al estudiar la luz emitida por las sustancias cuando se les calienta. Es un hecho familiar que la luz blanca consta de diferentes colores y que estos se dispersan cuando aquella pasa a través del prisma. Supongamos que esta luz proviene del alambre incandescente de una lámpara y atraviesa el prisma (como muestra la figura). La banda muestra un espectro continuo cuyas tonalidades pasan gradualmente de cada color al siguiente y cada color corresponde a distintas energías luminosas.
Si el mismo experimento se repite cambiando la lámpara por una llama a la que se le ha añadido una sal volatilizable, el espectro que se obtiene no es continuo. En la banda aparece un espectro de rayas de líneas muy finas (ver figura), cada un de las cuales corresponde a una clase de luz de determinada energía. Esto evidencia que los átomos solo pueden radiar ciertas cantidades de energía, o en otras palabras, que no emiten energía en cantidades cualesquiera, sino que en valores definidos y discretos.
El físico danés Niels Bohr propuso en 1913 una teoría que no solo explica los espectros de rayas, sino también la causa de que la estructura atómica no se derrumbe. Emitió la hipótesis revolucionaria de que la energía total de cada electrón está cuantificada, esto es, restringida a determinados valores, lo que equivale a admitir que los electrones del átomo no pueden poseer cantidades cualesquiera de energía, sino solo ciertos valores específicos.
El único modo de que un electrón varíe de energía es pasando de un nivel energético discreto a otro, y no por una transición gradual sino brusca e instantánea (producida por el calentamiento, por ejemplo). Cuando a electrón no le es posible pasar de un nivel energético a otro de menor contenido energético por no existir disponible ninguno de estas condiciones, aquel no podrá emitir energía, y de aquí que la estructura del átomo no colapse. Si, por el contrario, existe dicho nivel energético disponible, el electrón irradia energía al pasar de uno al otro, pero solo en una cantidad definida, exactamente igual a la diferencia que hay entre ambos niveles. Los espectros de rayas se deben probablemente a que la energía calórica que la llama comunica a los electrones lleva estos a niveles más altos, y cuando caen de nuevo a otros más bajos, emiten luz de energía característica. (Seinko, 1967)
La hipótesis de Bohr significó la fundación de la mecánica cuántica (estudio de las leyes del movimiento que rigen el comportamiento de las partículas pequeñas). En la mecánica cuántica se precisan nuevos principios, de los cuales el fundamental dice que “para los electrones de los átomos solo son posibles niveles determinados de energía”, estableciendo que los electrones se hallan en niveles energéticos y que no existe ninguno cuya energía sea intermedia entre los dos niveles inmediatos.
Estos niveles energéticos, se enumeran dando al menor el número 1, al inmediato superior 2 y así sucesivamente. El número n, que designa el nivel energético, se denomina número cuántico principal. Otro principio de la mecánica cuántica es que la cantidad de electrones por nivel, en un átomo, no puede ser mayor a 2n2. Esto significa que para el nivel más bajo (n=1), el número máximo de electrones es igual a 2 y para el siguiente es igual a 8.
Modelo atómico moderno
La teoría de Bohr, la cual establecía que el electrón en un átomo está restringido a viajar en ciertas orbitas fijas del núcleo dejó perplejos a muchos físicos. La pregunta que planteaban: ¿Cómo era esto posible?, no fue respondida por mucho tiempo e incluso ni el propio Bohr tenía una idea precisa de esto.
En 1924 Louis de Broglie proporcionó una solución con el siguiente razonamiento: si las ondas luminosas se comporta como un rayo de partículas (fotones), entonces quizás las partículas como los electrones pueden poseer, en circunstancias adecuadas, propiedades ondulatorias.
¿Cómo influye el comportamiento dual onda-partícula del electrón en la postulación de un modelo atómico? Para localizar un electrón debe utilizarse luz de longitud de onda semejante a la longitud de onda asociada al electrón, lo que producirá una perturbación que modificará el momento del electrón en una cantidad desconocida. La imposibilidad de determinar simultáneamente la posición y momento de una partícula fue enunciada por Heisenberg y se conoce como principio de incertidumbre de Heisenberg
En 1926 Erwin Schrödinger formula una ecuación (ecuación de Schrödinger, la cual es una ecuación cuya resolución va más allá de este curso) que incorpora ambos comportamientos del electrón, en términos de masa y de la función de onda y (psi), que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo). La función de onda describe el movimiento y el estado energético del electrón, dentro de los límites impuestos por el principio de incertidumbre.
El valor de y2 tiene un significado determinado: la probabilidad por unidad de volumen de encontrar al electrón en cierta región del espacio. Esta probabilidad es alta en el núcleo y disminuye al aumentar la distancia al núcleo (figura) o lo que es lo mismo, la nube electrónica posee una alta densidad en el núcleo y disminuye a medida que se aleja del este.
Para distinguir la descripción mecánico-cuántica del modelo de Bohr, se remplaza “orbita” con el término orbital el cual se puede pensar como la función de onda y de un electrón.
La teoría de Bohr, la cual establecía que el electrón en un átomo está restringido a viajar en ciertas orbitas fijas del núcleo dejó perplejos a muchos físicos. La pregunta que planteaban: ¿Cómo era esto posible?, no fue respondida por mucho tiempo e incluso ni el propio Bohr tenía una idea precisa de esto.
En 1924 Louis de Broglie proporcionó una solución con el siguiente razonamiento: si las ondas luminosas se comporta como un rayo de partículas (fotones), entonces quizás las partículas como los electrones pueden poseer, en circunstancias adecuadas, propiedades ondulatorias.
¿Cómo influye el comportamiento dual onda-partícula del electrón en la postulación de un modelo atómico? Para localizar un electrón debe utilizarse luz de longitud de onda semejante a la longitud de onda asociada al electrón, lo que producirá una perturbación que modificará el momento del electrón en una cantidad desconocida. La imposibilidad de determinar simultáneamente la posición y momento de una partícula fue enunciada por Heisenberg y se conoce como principio de incertidumbre de Heisenberg
En 1926 Erwin Schrödinger formula una ecuación (ecuación de Schrödinger, la cual es una ecuación cuya resolución va más allá de este curso) que incorpora ambos comportamientos del electrón, en términos de masa y de la función de onda y (psi), que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo). La función de onda describe el movimiento y el estado energético del electrón, dentro de los límites impuestos por el principio de incertidumbre.
El valor de y2 tiene un significado determinado: la probabilidad por unidad de volumen de encontrar al electrón en cierta región del espacio. Esta probabilidad es alta en el núcleo y disminuye al aumentar la distancia al núcleo (figura) o lo que es lo mismo, la nube electrónica posee una alta densidad en el núcleo y disminuye a medida que se aleja del este.
Para distinguir la descripción mecánico-cuántica del modelo de Bohr, se remplaza “orbita” con el término orbital el cual se puede pensar como la función de onda y de un electrón.
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