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.
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 . 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 (positivas) colisionara con él era baja.
2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas
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 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.
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).
La transición mediante la cual un electrón gana o pierde energía se conoce como salto energético osalto 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).
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
Δ X · Δ ( m · v )
4
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.
En términos sencillos, la mecánica cuántica propone calcular la probabilidad matemática de encontrar al electrón (su posible órbita alrededor del núcleo), ante la imposibilidad que limita la exactitud. Cabe reconocer que todos los objetos (independiente de su tamaño), están sujetos al principio de incertidumbre, sin embargo para dimensiones mayores carece de interés ya que las magnitudes involucradas son significativamente mayores que el valor de la constante de Planck, en cambio para una partícula como el electrón, sí que es relevante.
LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER
Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, Edwin 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). Debemos aclarar eso sí, que un “orbital” es una función matemática, no un parámetro
TEST EVALUACIÓN MÓDULO 03
1. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones NO es correcta de acuerdo a los postulados indicados por John Dalton?
A) El átomo es una partícula indivisible.
B) Protones y electrones son partículas subatómicas. C) Los átomos de sustancias diferentes son distintos. D) Los átomos de una misma sustancia son todos iguales. E) Las moléculas están formadas por una combinación átomos.
2. Según Dalton los átomos son o están
A) compuestos por protones y electrones. B) ondas electromagnéticas sin carga ni masa. C) las partículas más pequeñas que existen. D) combinaciones de partículas subatómicas.
E) sólo partículas divisibles que se combinan originando moléculas.
3. ¿Cuál de los siguientes científicos planteó el concepto de cuantización de la energía para explicar la estabilidad de los electrones en el átomo?
A) James Chadwick B) Ernest Rutherford C) Max Planck D) Joseph Thomsom E) Robert Millikan
4. Respecto almodelo de estado estacionario propuesto por Bohr, NO es correcto aseverar que
A) en el primer nivel o estado energético hay capacidad para 2 electrones. B) cuando un electrón se acerca al núcleo no emite ni absorbe energía. C) el nivel más bajo en energía es el más cercano al núcleo.
D) la mayor diferencia de energía entre niveles se encuentra cerca del núcleo. E) un electrón que se aleja del núcleo debe absorber energía.
6. El principio de incertidumbre propuesto por Werner Heisenberg permite inferir que
A) la energía de una partícula se indetermina cuando alcanza la velocidad de la luz. B) la posición de un electrón en un átomo está totalmente indeterminada.
C) es imposible determinar simultáneamente con certeza 2 variables físicas para un electrón. D) sólo se puede conocer la energía de un electrón, no así su masa pues no presenta.
E) energía y posición sor variables independientes entre sí y se encuentran indeterminadas.
7. Elija la única alternativa correcta
A) un fotón es una partícula subatómica con masa similar a un neutrón. B) la función de onda da información exacta de la posición de un electrón.
C) los números cuánticos describen el tamaño, forma y movimiento de los electrones. D) de acuerdo al modelo atómico actual, la orbita de los electrones es elíptica y no circular. E) el modelo atómico de Niels Bohr sólo es aplicable a átomos hidrogenoides.
8. Asigne a cada científico de la columna de la izquierda con la columna derecha
A B
1. Dalton __Modelo atómico nuclear 2. Rutherford __Efecto fotoeléctrico
3. Bohr __Modelo de estado estacionario 4. Millikan __Teoría atómica
5. Einstein __Carga y masa del electrón El orden correcto de la columnaB de arriba hacia abajo es A) 2 - 4 - 1 - 3 - 5
B) 2 - 5 - 3 - 1 - 4 C) 2 - 3 - 4 - 5 - 1 D) 2 - 3 - 1 - 5 - 4 E) 2 - 1 - 3 - 5 - 4
9. El mayor aporte del modelo atómico propuesto por Rutherford al resto de los modelos fue
A) describir orbitas circulares para los electrones de la periferia. B) proponer niveles de energía para distribuir a los electrones. C) aseverar la existencia de un núcleo con carga positiva. D) plantear la existencia de electrones en el átomo.
E) propones tres de los cuatro números cuánticos conocidos.
10. De acuerdo con los niveles de energía, en el tercer y cuarto nivel de un átomo la cantidad de electrones máxima debe ser respectivamente
11. La emisión de unfotón desde un átomo podrá ocurrir cuando
A) un haz de rayos catódicos colisione con un blanco metálico. B) se emitan radiaciones gamma desde el núcleo
C) electrones se acerquen al núcleo atómico
D) colisione un protón con un neutrón en el núcleo. E) electrones se alejen del núcleo.
12. La pantalla de sulfuro de cinc utilizada en el experimento de Rutherford sirvió para
A) frenar a los electrones que se emitían de la lámina de oro. B) generar rayos X y comprobar que tienen masa y energía. C) contar las partículas gamma generadas en la colisión.
D) corroborar que las partículas alfa atravesaron la lámina de oro. E) frenar los núcleos que produjeron en la fisión.
13. De acuerdo con los niveles de energía propuestos por Niels Bohr
I) si un electrón absorbe un cuanto de energía puede alejarse del núcleo.
II) mientras más lejos del núcleo de encuentre un electrón menos energía posee. III) los electrones de la capa K son los más energéticos.
Es (son) correcta (s) A) Sólo I
B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I, II y III
14. Respecto del núcleo atómico es correcto afirmar que
I) su volumen es aproximadamente un 99% del átomo.
II) pude emitir carga, masa o energía si se encuentra inestable.
III) considerando protones y neutrones tiene carga eléctrica igual a cero. A) Sólo I
16. Las partículas alfa utilizadas en el experimento de Rutherford presentan mayor masa que un(a)
I) protón
II) partícula beta III) núcleo de hidrógeno A) Sólo I
B) Sólo III C) I y II D) II y III E) I, II y III
17. Si un átomo cualquiera en estado fundamental presenta sólo 7 electrones, entonces de acuerdo con el modelo atómico de Bohr, el número de niveles que debiera tener es
A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5
18. “La energía de un electrón está cuantizada, vale decir, sólo puede tener valores específicos (niveles de energía)”. La frase anterior corresponde a
A) Bohr B) Rutherford C) Thomsom D) Schrödinger E) Sommerfield
19. La llamada constante de Planck (h), útil para calcular el valor de la indeterminación respecto de un electrón tiene valor igual a
A) 6,62·10-34 J·s B) 6,72·10-27 J·s C) 6,02·10-23 J·s D) 6,12·10-21 J·s E) 6,62·10 34 J·s
20. Si un elemento químico presenta los 2 primeros niveles de energía completos con electrones, entonces seguramente se trata de
(Ver tabla periódica) A) H
