Modelos Atómicos. Parte I

 MODELOS ATÓMICOS. PARTE I

El hombre no ha visto a un átomo, debido a que es demasiado pequeño para poder verse. No obstante, poco a poco, el hombre para tratar de explicar los datos empíricos que se han obtenido en diversos experimentos ha desarrollado diversos modelos atómicos.

Las primeras nociones de los átomos se atribuyen a los filósofos griegos Leucipo y Demócrito 400 años antes de Cristo. Aunque la teoría atómica de Demócrito deriva parcialmente de las ideas de Leucipo, se considera a Demócrito como el verdadero fundador del atomismo. El atomismo considera que la materia puede reducirse finalmente a partículas indivisibles denominadas átomos. Estos átomos estaban indefinidamente en movimiento y sus infinitas combinaciones formaban la verdadera estructura del Universo. Demócrito sostenía que la realidad y la vitalidad de cualquier sustancia residía en sus átomos y que incluso el espíritu estaba formado por átomos.

En 1805, John Dalton creó la teoría atómica, que lleva su nombre, para explicar las leyes ponderales de la química. La teoría atómica de Dalton se basa sobre los siguientes postulados:

1.La materia está formada por esferas macizas indivisibles e indestructibles denominadas átomos. 

2.Los átomos de un mismos elemento son idénticos en propiedades y masa. 

3.Los átomos de diferentes elementos son diferentes en propiedades y masa. 

4.Las reacciones químicas son la combinación de átomos. Los átomos se combinan en proporciones sencillas de masa. 

El modelo atómico de Dalton pudo explicar las leyes ponderales de la química (conservación de las masas, proporciones definidas y proporciones múltiples), las leyes de los gases, las leyes de la teoría cinética del calor y los hechos térmicos que ocurren en los cambios físicos de estado, pero no podía explicar la conducción eléctrica de la materia ni el fenómeno de electrólisis, entre otros. En adición a lo comentado, los tres primeros postulados no son completamente ciertos. La radioactividad ha demostrado que el átomo es divisible y destructible. El descubrimiento de los isótopos, es decir, átomos que poseen la misma masa, pero difieren en sus propiedades, puso de manifiesto la no certeza del segundo postulado. El descubrimiento de los isóbaros, es decir, átomos que poseen la misma masa, pero difieren en sus propiedades, demostró la no certeza del tercer postulado.

Modelo del átomo de Dalton. Esfera maciza

J.J.Thomson en 1899 imaginó al átomo como una esfera de electricidad positiva en la cual sus electrones estaban incrustados como pasas en un pastel, y distribuidos uniformemente en series de capas concéntricas. Las pasas eran los electrones y la esfera de electricidad positiva corresponde al pastel.
Thomson había reconocido las insuficiencias de su modelo atómico. La suposición de una esfera de electricidad positiva no era suficiente para describir al átomo. Pero la presencia de carga positiva era necesaria para neutralizar las cargas negativas. El modelo de Thomson no podía explicar los espectros de emisión, entre otros fenómenos. 
El modelo de Thomson tuvo una vida muy corta, pero permitió explicar la formación de iones, la producción de corriente eléctrica en ciertos procesos químicos, los fenómenos de electrólisis y sugirió la relación entre las propiedades periódicas y el número de electrones presentes en el átomo.

Modelo de Thomson.
Puntos blancos son las pasas.

A Thomson se le debe la determinación de la relación carga/masa de un electrón (e/m).

El tubo de la figura se conoce con el nombre de tubo de Crookes en honor a Sir William Crookes quien en 1874 emprendió el estudio de la conducción eléctrica de los gases a muy bajas presiones.

Experimento de Thomson para determinar e/m de un electrón 

Nota: Los rayos catódicos son invisibles, pero producen fluorescencia al impactar la pantalla, por tanto, las líneas son imaginarias. 

El campo eléctrico provoca que el rayo catódico se desvíe hacia C. El campo magnético hace que el rayo se desvíe hacia A. La influencia simultánea de ambos campos hace que el rayo siga en línea recta e impacta en B. 

El has de electrones es acelerado dentro de dos placas cargadas. El desplazamiento del electrón dentro de las placas es

 (1) L= vt, L es la longitud de las placas, v es la velocidad horizontal del electrón y t es el tiempo del electrón dentro de las placas. 

El desplazamiento vertical del electrón es

 (2) y = (1/2)a_yt²(3) 

La fuerza ejercida sobre el electrón es 

(3) F = ma_y. 

La fuerza debida al campo eléctrico es 

(4) F = Ee, 

E es la intensidad del campo eléctrico y e es la carga de un electrón. 

Igualando (3) y (4), y resolviendo para a_y 

(5) a_y= Ee/m. 

Reemplazando (5) en (2)

(6) y = (1/2)(Ee/m)t². 

De la ecuación (1) 

t = ( L/v), reemplazando t en (6) 

(6') y = (1/2)(EeL²/mv²). 

Para calcular la velocidad, consideramos simultáneamente las fuerzas realizadas por los campos eléctrico y magnético. Las intensidades de ambos campos se ajustan para que las fuerzas de los campos eléctrico y magnético sean iguales.

7. F = Ee

8. F = Bev

(B es la intensidad del campo magnético)

Igualando (7) y (8), 

(8'). Ee=Bev. Resolviendo para v,

9. v=E/B. Reemplazando (9) en (6')

10. y = (1/2)[e(LB)²/mE].

θ es el ángulo que forma la radiación de electrones desviada por el campo eléctrico con la horizontal.

tan θ= BC/(L/2 + r),

r es la distancia entre el final de la placa y la pantalla. BC es la distancia entre el centro de la pantalla (punto B) y la desviación del rayo catódico (punto C). 

Por semejanza de triángulos 

(11) y/(L/2)= BC/(L/2+r). 

Resolviendo para y 

(12) y = BC(L/2)/(L/2+r).

 Igualando (12) y (10), y resolviendo para (e/m).

(13) BC(L/2)/(L/2+r)= (1/2)[e(LB)²/mE]
(14) (e/m) = (EBC)/[(L/2+r)LB²].

Se mide BC. L, r, B y E son conocidas.

El experimento de Thomson dió origen al primer espectrógrafo de masas y al oscilógrafo catódico.

El término electrón no se debe a Thomson sino a Stoney quien en 1874 propuso que la electricidad estaba formada por corpúsculos muy pequeños y todos iguales, a los que denominó electrones.

Perrin en 1901 modificó el modelo atómico de Thomson. Considera que la carga positiva se concentra en el centro y los electrones están incrustados en la periferia.

Modelo de Perrin 

Lenard en 1903 imaginó al átomo compuesto por  pares de cargas positivas y negativas que flotaban. Lenard había bombardeado una chapa muy delgada de aluminio (3μm) con un flujo de electrones (rayos catódicos), y encontró que los electrones pasaban la lámina sin pérdida apreciable de velocidad lo que sugirió que el átomo no era macizo y contenía abundante espacio vacío. 

Modelo de Lenard

La siguiente figura muestra el experimento de Lenard. A es el ánodo y C es cátodo. Al final del tubo puso una tapa MN perforada con un pequeño orificio O. Cubrió el orificio con una lámina de aluminio de 3μm. Una superficie curva entre a-b con una rendija permitía que los rayos catódicos se concentraran sobre la lámina de aluminio y también evitaba la influencia electrostática sobre la lámina de aluminio. A cierta distancia del final del tubo puso una pantalla (P) que produce fluorescencia cuando los electrones impactan la superficie de la misma. Observó que algunos rayos catódicos incidentes sobre la lámina de aluminio pasaban la lámina sin pérdida de velocidad. Los rayos que pasaban la lámina, aunque eran rayos catódicos, fueron denominados rayos Lenard. Los rayos Lenard podían avanzar en el aire 5 cm, penetraban a distintas profundidades diversos cuerpos, producían fluorescencia, eran desvíados por campos eléctricos y magnéticos... 

Experimento de Lenard

Nagaoka en 1904  imaginó al átomo como un anillo de electrones alrededor de un centro muy másico de carga positiva que atraía a los electrones, con la consecuente formación de anillos. Comparó al átomo con el planeta Saturno y sus anillos, que permanecen estables porque el núcleo es bastante másico para mentener los anillos en sus órbitas. 

Modelo de Nagaoka

La siguiente figura muestra el experimento de Rutherford sobre la dispersión de partículas alfa. 

Experimento de Rutherford 

Al bombardear una lámina delgada de oro con radiación alfa (la radiación alfa son núcleos de helio(2+), es decir, poseen carga de 2+ y número másico 4) observó que algunas partículas alfa eran rechazadas por la lámina, otras partículas atravesaban la lámina, pero sufrían desviación y la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin sufrir desviación. Rutherford concluyó que los  rechazos de partículas alfa eran debido a que las partículas alfa impactaban con un centro másico pequeño y de carga positiva (denominado posteriormente núcleo atómico), pero que concentraba la mayor parte de la masa del átomo y toda la carga positiva del átomo. Un electrón es muy pequeño para ejercer atracción sobre la partícula alfa, y el número de partículas alfa desviadas fuertemente era pequeño, po. r tanto, las partículas alfa se desviaban, debido  a que pasaban cerca de una zona con carga eléctrica positiva, que representaba una pequeñísima parte del átomo de oro. Las partículas que atravesaban la lámina sin sufrir desviación  pasaban por una zona vacía. La mayoría de veces las partículas alfa atravesaban la lámina de oro en línea recta lo cual indicaba que la mayor parte del átomo era espacio vacío.

Inicialmente se utilizó oro como blanco, pero el experimento fue repetido con otros metales obteniéndose resultados similares. 

Basado sobre el experimento anterior, Rutherford en 1911 imaginó al átomo formado por un núcleo pequeño cargado positivamente, pero que concentraba la mayor parte de la masa-carga eléctrica positiva del átomo, con una envoltura de electrones en rotación rápida alrededor del núcleo en órbitas no definidas como un sistema solar en miniatura.
Las principales características de este modelo son:
🔹El número de electrones contenidos en la periferia del núcleo es igual al número de cargas positivas contenidas en el núcleo. El átomo es eléctricamente neutro, y posee un solo núcleo. La carga del núcleo es Ze. Z es el número atómico del elemento.
🔹Entre el núcleo y los electrones existe una distancia relativamente grande. El interior del átomo está casi vacío. La mayor masa y toda la carga eléctrica positiva del átomo se concentra en el núcleo.
🔹Entre el núcleo y los electrones existen fuerzas de atracción electrostática. Los electrones no caen en el núcleo, debido a que la fuerza centrífuga compensa la fuerza electrostática ejercida por el núcleo sobre el electrón. Cuanto más cerca esté un electrón del núcleo, mayor debe ser su velocidad para compensar la fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre él.
El modelo de Rutherford introduce el núcleo atómico y rompe con el concepto tradicional que se le había dado al átomo. El átomo deja de ser  indivisible, indestructible y macizo. Este modelo permitió explicar los diferentes estados de agregación de la materia, la elasticidad y compresibilidad de los cuerpos.
El modelo de Rutherford presenta las siguientes dificultades.
🔺Un electrón en movimiento produce un campo magnético en su entorno. El electrón debe perder energía cinética, debido a que la gasta en el trabajo de inducir un campo magnético en su trayectoria y, por tanto, irá perdiendo velocidad hasta caer en el núcleo. En consecuencia, el átomo no puede funcionar como un sistema solar en miniatura.
🔺No podía explicar hechos experimentales relacionados con los espectros de emisión de los átomos. 

Modelo de Rutherford 

Goldstein (1886) había observado en sus experimentos sobre los rayos canales (rayos anódicos o positivos) que se producían iones hidrógeno (H⁺) cuando se utilizaba hidrógeno en el tubo de descarga. Los iones ¹H⁺ son protones. También Wien (1898)  demostró que se obtenía una partícula cargada positivamente cuando se desprende un electrón del átomo de hidrógeno. Sin embargo, el descubrimiento del protón se le atribuye a Rutherford al bombardear nitrógeno con partículas alfa.

¹⁴₇N + α →¹₁p + ¹⁷₈O. 

Esta reacción de acuerdo con la notación de Bothe se escribe como ¹⁴N(α,p)¹⁷O.