Desde el descubrimiento del Núcleo hasta el Modelo Atómico Actual

La Radiactividad

Alcance de las partículas alfa, beta y gamma

La radiactividad es un fenómeno en el que átomos inestables emiten partículas pequeñas de materia y/o radiación electromagnética. Existen diferentes tipos de radiación: las partículas alfa α tienen la misma masa que los átomos de Helio y poseen dos unidades fundamentales de carga positiva, es decir son idénticas a He²⁺. Las partículas beta β son partículas con carga negativa que tienen las mismas propiedades que los electrones. Los rayos gamma ϒ  están referidos a radiación electromagnética de energía extremadamente alta y penetrante.  

Si quieres saber más sobre radiactividad puedes visitar: http://www.foronuclear.org/consultas-es/consultas-al-experto/que-es-la-radiactividad

Ernest Rutherford (1871-1937) 

Ernest Rutherford

Rutherford y Geiger diseñaron un experimento para estudiar la estructura interna de los átomos con base en el modelo de Thomson del pudín de pasas. Entre los resultados más importantes que obtuvo están los siguientes:

•  La mayor parte de las partículas α atravesaban la lamina sin desviarse
•          Algunas partículas α se desviaban ligeramente
•          Unas pocas partículas se desviaban mucho al atravesar la lamina
•     Unas pocas no atravesaron la lámina sino que rebotaron en la misma dirección por la que habían llegado.

Experimento de Rutherford

Dos años más tarde, Rutherford publicó una explicación para los resultados obtenidos de su experimento, la cual basó en un nuevo modelo conocido como átomo nuclear que poseía las siguientes características:

• La mayor parte de la masa y toda la carga positiva de un átomo está centrada en una región muy pequeña denominada núcleo. La mayor parte del átomo es un espacio vacío
• Fuera del núcleo existen tantos electrones como unidades de carga positiva hay en el núcleo, el átomo en su conjunto es eléctricamente neutro.

 

Falla en el modelo atómico de Rutherford

El modelo propuesto por Rutherford no explica la organización de los electrones alrededor del núcleo del átomo; según la física clásica, que era conocida hasta ese momento, los electrones estacionarios cargados negativamente debían ser atraídos por el núcleo con carga positiva. Este planteamiento sugería que los electrones deberían permanecer en movimiento pero nuevamente la física clásica indica que mientras está en movimiento deben acelerarse y emitir energía, mientras pierden energía los electrones deberían acercarse nuevamente al núcleo hasta juntarse con él. 

Niels Bohr (1885-1962) 

Niels Bohr

Utilizando la hipótesis de cuántica de Plank, en 1913 dió solución al dilema del átomo planteado por Rutherford. Borh postuló para el átomo de hidrógeno que:

• El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo con el movimiento descrito por la física clásica.
• El electrón solo tiene algunas órbitas permitidas denominadas estados estacionarios. Las órbitas permitidas son aquellas en las que ciertas propiedades del electrón tiene determinados valores. Mientras un electrón está en una órbita específica su energía es constante y no irradia.



Modelo del átomo de hidrógeno

• Un electrón solamente puede pasar de una órbita permitida a otra.

Las órbitas permitidas o estados permitidos para el electrón se denominan números cuánticos. Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno que se encuentra en la órbita más cercana al núcleo se dice que está en estado fundamental, cuando pasa a un estado excitado es porque ha adquirido una cantidad específica de energía que lo hace pasar a una órbita más alta. 

Limitaciones del modelo de Niels Bohr

 Desde el punto de vista experimental la teoría de Bohr no puede explicar ciertos espectros de emisión de elementos polielectrónicos, además esta teoría es una mezcla de física clásica y no clásica, la mecánica cuántica que respalda el modelo atómico concebido actualmente es la que sustituyó el modelo propuesto por Bohr.  

Si quieres conocer más sobre Espectros de emisión visita la siguiente página interactiva y verás: http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/espectros/spespectro.html

Modelo Atómico Actual 

Louis de Broglie

Dualidad onda-partícula Louis de Broglie. 

En 1924 el científico de Broglie teniendo en consideración la naturaleza de la luz y de la materia formuló lo siguiente: “las partículas pequeñas de materia a veces pueden mostrar propiedades de onda” Uniendo las famosas ecuaciones de Einstein y Plank. Él denominó ondas de materia a las ondas asociadas a partículas materiales, si esto es así entonces los haces de partículas como los electrones deberían mostrar propiedades características de onda.

Principio de Incertidumbre de Werner Heisenberg 

Werner Heisenberg

Establece que no se puede medir la posición y el momento simultáneamente con precisión. Si se llega a diseñar un experimento para saber con precisión donde se encuentra una partícula entonces no podemos saber de dónde viene o a dónde va, y si conocemos con precisión como se mueve una partícula específica, no podemos saber donde está con precisión

Números Cuánticos

Los números cuánticos establecen las funciones de onda para el electrón del átomo de hidrógeno, aquellos posibles espacios donde podría ubicarse el mismo según es su naturaleza onda-partícula. El primer número que se establece es el principal (n) que puede tener solo un valor entero positivo distinto de cero.

n= 1, 2, 3, 4…

El segundo es el número cuántico del momento angular orbital (l) que puede ser desde cero hasta un numero entero positivo no mayor a n-1. Recordando que n es el numero cuántico principal

l= 0, 1, 2, 3, 4, … n-1

El tercero es el número cuántico magnético (m_l) Puede ser un número entero positivo o negativo incluyendo el cero y se encuentra en el intérvalo de –l a l

m_l= -l, -l+1, -l+2 … 0 … l-2, l-1, l

El último numero es el número del spin que indicará las características de los electrones.

+1/2  -1/2

Visita la siguiente página y realiza la interactividad que plantea:
http://platea.pntic.mec.es/~cpalacio/NumerosCuanticos12.htm


En tu cuaderno de química realiza la resolución que explica la respuesta correcta para cada ejercicio que se plantea en el siguiente link: http://platea.pntic.mec.es/~cpalacio/evalua/eNumerosCuanticos1.htm


Fuente:

Chang, R. (2002) Química. Séptima Edición. Colombia. McGraw-Hill

Petrucci, R. Harwood, W. Herring, G. (2008) Química General. Octava Edición. Madrid- España. Prentice Hall

Rayner, G. (2000) Química Inorgánica Descriptiva. Segunda Edición. México. Pearson Educación.

Rochow, E. (1981) Química Inorgánica Descriptiva. España. Reverté