MATERIAL QM N° 03
LOS MODELOS ATÓMICOS
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
En 1911 en Inglaterra se realizó una experiencia cuyo propósito fue corroborar el modelo atómico de Thomsom.
Geiger, Marsden y Rutherford bombardearon con partículas alfauna fina lámina de metal.
Las partículas alfa presentan carga eléctrica positiva y en el impacto con la lámina serían atraídas por las cargas eléctricas negativas (electrones). Sin embargo, de acuerdo con en el modelo atómico de Thomsom las cargas positivas y negativas se encontraban distribuidas uniformemente, así que el átomo debía ser eléctricamente neutro, por lo tanto, las partículas alfa pasarían a través de la lámina sin desviación alguna.
Los resultados fueron sorprendentes, pues la mayor parte de las partículas atravesó la lámina sin desviarse y lo más importante, un pequeño número de partículas rebotó. Estos hechos no podían ser explicados según el modelo de Thomsom, de modo que Rutherford tuvo que desechar las ideas atómicas anteriores y elabora el mismo año el modelo atómico nuclear.
INTRODUCCIÓN
Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia, el estudio físico se planteó la necesidad de interpretar un modelo atómico básico y elemental donde confluyeran partículas con carga y una interpretación lógica para las emisiones anteriormente descubiertas.
Joseph John Thomsom ideó un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero carente de sustento físico. El modelo denominado “budín de pasas”, plantea un todo, donde los electrones se encuentran en un ambiente cargado positivamente en un mismo espacio otorgándole neutralidad eléctrica, sin embargo, al poco tiempo, sus ideas no lograron convencer a la comunidad científica y el modelo no tuvo consistencia.
Ernest Rutherford (alumno de Thomsom) idea 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 α. 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.
Observaciones:
1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad de que el haz de partículas α (positivas) colisionara con él era baja.
2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas α
colisionarían y no podrían atravesar la lámina.
3. Una pantalla de sulfuro de cinc fue ubicada detrás de la lámina usada como blanco, con el fin de comprobar si efectivamente las partículas α lograban atravesarla.
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:
1. La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo algunas partículas alfa son repelidas cuando chocan con algo sólido (núcleo del átomo).
2. El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa experimentan desviación al pasar cerca de él, (cargas de igual signo se repelen).
3. La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad de las partículas alfa atraviesan la lámina sin experimentar desviación.
4. El tamaño del átomo es aproximadamente 100.000 veces el tamaño del núcleo, esta gran desproporción explica la escasa desviación que experimentan algunas partículas alfa.
5. Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no interfieren en el paso de las partículas alfa, tampoco son atrapados por el núcleo.
Postuló además que el núcleo debe contener otra partícula, además de los protones, cuya influencia nuclear sólo es en la masa y por lo tanto, no posee carga. Más tarde, en 1932
Errores en el modelo Planetario
•
El modelo no aclara qué ocurre con 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 de la lámina de oro, Rutherford efectivamente pudo despejar sus dudas respecto a la ubicación de las partículas atómicas, sin embargo, no pudo justificar físicamente el movimiento de los electrones ni sus propiedades.
MODELO ATÓMICO DE NIELS BOHR
Cuando Niels Bohr propone su modelo atómico, predominaban dos concepciones que dividían a la física. Por un lado, la física clásica concebía al universo como una unión entre materia y radiación y sobre la 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 intenta explicar el fenómeno y con ello da inicio a lo que se conoce como “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.
En este escenario Niels Bohr plantea su modelo atómico (hidrogenoide) argumentando lo siguiente:
1. La energía de un electrón está cuantizada, vale decir, sólo puede tener valores específicos (niveles de energía).
2. Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones bien definidas donde no pierden ni ganan energía (estados estacionarios); “no hay emisión ni absorción de energía mientras los electrones se mantengan en el mismo nivel”.
3. Si un electrón recibe energía puede pasar a otro nivel superior, si se devuelve al nivel de energía original, emite el exceso en forma de onda electromagnética (luz).
4. Las órbitas donde giran los electrones son circulares.
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 solo logró explicar satisfactoriamente 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 en él algunas condiciones propias 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:
n = 1 2 · 12 = 2
n = 2 2 · 22 = 8
n = 3 2 · 32 = 18
EL MODELO MECÁNICO CUÁNTICO DE ERWIN SCHRÖDINGER
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Heisenberg complica aún más los postulados clásicos estableciendo uno de los dogmas más intrigantes de la física. Se da 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 Heisenberg para la incertidumbre:
h
∆X · ∆(m · v)
4
π
≥
≥
≥
≥
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.
LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER
Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, Erwin Schrödinger dedujo una ecuación fundamental, llamada “la ecuación de onda”, que logra descifrar el comportamiento de un electrón alrededor del núcleo atómico.
Si la posición no es exacta, Schrödinger plantea las posibles ubicaciones en términos de probabilidades, así las soluciones a las ecuaciones de onda se denominan “orbitales” ( 2
ψ ). 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.
TEST EVALUACIÓN MÓDULO 03
1. De acuerdo con el modelo atómico planteado por Ernest Rutherford
A) los neutrones evitan la repulsión electrónica.
B) el átomo es una estructura compacta sin masa aparente.
C) los electrones se ubican en orbitales y su posición no está determinada. D) todos los átomos presentan un núcleo positivo con protones.
E) los electrones orbitan juntos a los protones en la periferia del átomo.
2. En el modelo de estado estacionario propuesto por Niels Bohr, los electrones
I) se ubican en niveles de energía cuantizados.
II) colisionan con los protones emitiendo fotones de alta energía.
III) pueden pasar de un nivel de energía a otro absorbiendo o emitiendo energía. De las anteriores es (son) correcta(s)
A) sólo I. B) sólo II. C) sólo I y III. D) sólo II y III. E) I, II y III.
3. ¿Cuál es la única alternativa correcta?
A) los rayos X son emisiones nucleares.
B) los fotones presentan masa y carga eléctrica.
C) el movimiento de los electrones alrededor del núcleo es circular.
D) los números cuánticos permiten describir completamente a los neutrones. E) protones y neutrones aportan casi la totalidad de la masa atómica.
4. Al unir la columna A (científico) con la columna B (aporte científico) la correcta relación permite ver que de arriba hacia abajo la secuencia para la columna B será
A B
1. Dalton __ Modelo atómico.
2. Millikan __ Teoría atómica.
3. Einstein __ Efecto fotoeléctrico. 4. Thomsom __ Masa y carga del electrón.
5. Considerando el modelo mecánico – cuántico de Erwin Schrödinger, la zona del espacio donde se puede determinar matemáticamente la probable ubicación de un electrón recibe el nombre de
A) orbita. B) orbital. C) cuantum. D) positrón. E) neutrino.
6. Analizando un átomo neutro que presenta 8 protones en el núcleo, podría inferirse correctamente que
I) el átomo tiene 8 electrones.
II) la correcta notación para el átomo debe ser 8X-8.
III) el átomo presenta sólo 2 niveles de energía con electrones.
A) Sólo I. B) Sólo II. C) Sólo III. D) Sólo I y III. E) I, II y III.
7. ¿Cuál de estos elementos cumple las siguientes condiciones?
1. el átomo tiene sólo 2 niveles de energía con electrones. 2. ambos niveles electrónicos se encuentran llenos.
A) Helio. B) Litio. C) Neón. D) Berilio. E) Hidrógeno.
8. Cuando un electrón pasa del nivel n=3 al nivel n=2 de un átomo, se debe
A) emitir energía. B) absorber un fotón.
C) emitir una partícula gamma. D) liberar rayos X y neutrones.
E) colisionar con otro electrón emitiendo radiación U.V.
9. Un átomo con 15 electrones, ¿cuántos niveles de energía con electrones debe presentar?
10. Considerando el número atómico del elemento carbono (Z=6), es (son) correcta(s) las aseveraciones:
I) tiene 6 electrones.
II) puede tener más de 6 neutrones.
III) presenta incompleto con electrones el primer nivel de energía
A) Sólo I. B) Sólo II. C) Sólo III. D) Sólo I y II. E) Sólo II y III.
11. De acuerdo con el modelo atómico siguiente, el dibujo representaría a un elemento con
I) 9 electrones en total.
II) 3 niveles de energía en total.
III) 2 electrones en el nivel de mayor energía.
De las anteriores informaciones es (son) correcta(s)
A) sólo I. B) sólo II. C) sólo I y II. D) sólo II y III. E) I, II y III.
12. Considerando la figura de la pregunta anterior se infiere que el número atómico para el elemento es
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13. ¿Cuántos electrones presenta la especie química 25X -2
?
A) 2 B) 22 C) 23 D) 25 E) 27
14. Los 2 primeros electrones en un átomo (en estado basal) presentan la misma
I) masa. II) energía.
III) carga eléctrica.
Es (son) correcta(s) A) sólo II.
B) sólo III. C) sólo I y II. D) sólo II y III. E) I, II y III.
15. De acuerdo con el modelo atómico planteado por Niels Bohr, ¿cuántos electrones se podría ubicar como máximo en el tercer nivel de energía de un átomo?
A) 2 B) 8 C) 18 D) 32 E) 50
