A estrutura do átomo e a evolución dos modelos atómicos

Estrutura do átomo

Dalton formulou a súa célebre teoría atómica e postulaba que a materia está formada por átomos. O concepto de átomo como partícula de materia indivisible mantívose con éxito durante case un século. Becquerel descubriu a radioactividade natural, que levou a coñecer tres clases de partículas: os raios alfa (c+), os raios beta (c-) e os raios gamma, sen carga e de natureza inmaterial. O descubrimento das partículas subatómicas comezou realmente cando se impuxo o tubo de descarga como ferramenta de investigación na natureza da materia.

O electrón e o modelo atómico de Thomson

O estudo da condutividade de gases a baixa presión nun tubo de descarga revelou unha luminiscencia na parede do tubo oposta ao cátodo. A causa desta luminiscencia era un chorro de partículas con carga negativa que parecía provir do cátodo. As partículas denomináronse raios catódicos. Diferentes estudos permitiron coñecer a natureza deste fenómeno:

• Eran partículas ou radiacións que se afastaban do cátodo en liña recta, xa que no fondo do tubo observábase a sombra do ánodo. Por iso reciben o nome de raios catódicos.
• Estaban provistos de grande enerxía cinética, xa que facían xirar unha pequena roda de paso interposta no seu camiño. Isto indica que se trata de partículas materiais e non de radiacións.
• Comportábanse como unha corrente eléctrica de carga negativa, pois desviábanse cara á placa positiva ao aplicar un campo eléctrico externo.

Comprobouse que os raios catódicos obtidos con gases diferentes son iguais entre si e que, en todos os casos, as partículas tiñan unha relación carga/masa idéntica: Q/m = -1,76 · 10¹¹ C · kg⁻¹.

O protón e o modelo atómico de Rutherford

Goldstein observou unha radiación de partículas con carga positiva que parecía provir das canles abertas no cátodo. A nova radiación recibiu o nome de raios canles. Características:

• Está formada por partículas con carga positiva. Os raios catódicos chocan co gas enrarecido encerrado no tubo e despóxano dalgunha electrón. O resto positivo que queda móvese atraído polo cátodo ata chocar con el, ou ben atravésao se se lle practica algún orificio ou canle. Isto explica que sexan diferentes dun gas a outro.
• A relación entre a carga e a masa é diferente segundo o gas empregado no tubo.

A razón Q/m dos raios canles, orixinados cando o gas era hidróxeno, resultou ser a maior das observadas. Ao tratarse do átomo máis lixeiro, se supoñemos igualdade de carga, a carga positiva da partícula debía ser a menor das illadas ata o momento. Rutherford e Chadwick detectaron por primeira vez o protón ao bombardear certos átomos con partículas alfa.

• Mproton = 1,672649 · 10⁻²⁷ kg
• Qproton = 1,602189 · 10⁻¹⁹ C

Rutherford empregou as partículas alfa para determinar a estrutura interna da materia, e puido observar o seguinte:

• A maioría das partículas atravesaba a lámina sen desviarse.
• Algunhas das partículas desviábanse da súa traxectoria inicial.
• Outras partículas eran rexeitadas pola lámina.

O modelo atómico de Thomson suxería que os átomos estaban constituídos por unha distribución regular de carga e masa, e que estes, á vez, estaban unidos uns a outros formando a substancia, neste caso o metal. A lámina metálica debía posuír unha estrutura interna homoxénea e as partículas alfa, ao atravesala, debían exhibir un comportamento uniforme e non resultados tan dispares como os que observaban.

O modelo nuclear do átomo

Os resultados de Rutherford levaron a establecer un novo modelo atómico innovador, denominado modelo nuclear do átomo. Segundo este modelo, o átomo está formado por un núcleo e unha codia:

• No núcleo alóxanse a carga positiva, os protóns e case a totalidade da masa.
• A codia está formada polos electróns, que xiran ao redor do núcleo como se se tratase dun sistema solar en miniatura.

Este novo modelo explica os resultados observados: a materia está case baleira, xa que o raio do núcleo é aproximadamente 100.000 veces máis pequeno ca o raio do átomo. A maior parte das partículas alfa pasa a través da codia e non sofre desviación na súa traxectoria. As partículas alfa que pasan cerca do núcleo son repelidas fortemente e desvíanse.

Isótopos

Se se coñece a masa destas partículas, coñécese a masa do átomo. O fundamento do espectrógrafo de masas, que permite determinar a masa dun só átomo, di: a determinación da masa das partículas conséguese facendo actuar sobre elas un campo magnético perpendicular á súa traxectoria. A forza que se exerce sobre elas actúa como unha forza centrípeta e a traxectoria que describen é unha circunferencia de raio directamente proporcional á masa da partícula.

Denomínanse isótopos aos átomos que forman un elemento e non son iguais en todo, senón que pode haber átomos coas mesmas propiedades químicas pero diferente masa.

O neutrón e o número atómico

En 1914, H. Moseley estuda os raios X producidos polos elementos ao sometelos á acción de electróns de alta enerxía. Os resultados permitíronlle deducir o número de protóns presentes no núcleo dos átomos de cada elemento, que denominou número atómico. Consecuencias disto:

1. Se se ordenan os elementos en orde crecente de número atómico, elimínanse as anomalías que aparecen na Táboa Periódica, baseada na orde crecente de masas atómicas.
2. A masa isotópica determinada co espectrógrafo de masas non concorda coa masa dos protóns que constitúen o número atómico. A masa do átomo debe explicarse dalgunha outra forma.

Mneutron = 1,674954 x 10⁻²⁷ kg

Magnitudes atómicas

1. Número atómico (Z): indica o número de protóns do núcleo e determina o elemento de que se trata.
2. Número másico (A): indica o número de nucleóns, é dicir, neutróns e protóns, que compoñen o núcleo e determina o isótopo do elemento.
3. Masa isotópica: se calculamos a masa, expresada en unidades de masa atómica, dun átomo concreto dun elemento, obteremos a masa isotópica correspondente ao isótopo elixido.
4. Masa atómica: representa a media entre as masas isotópicas que o compoñen na natureza.

Orixes da teoría cuántica

Segundo Maxwell, as características das ondas son:

• Amplitude (A): desprazamento máximo dun punto respecto da posición de equilibrio.
• Lonxitude de onda (λ): distancia entre dous puntos análogos consecutivos (m).
• Frecuencia (v): número de vibracións por unidade de tempo (Hz).
• Período (T): tempo investido en efectuar unha vibración completa.
• Velocidade (v): velocidade coa que se propaga a onda.

Espectros atómicos de emisión

É a radiación emitida por un elemento, en estado gasoso, cando se lle comunica suficiente enerxía. O espectro da luz é continuo, contén radiación en todas as frecuencias. Pola contra, os espectros de emisión dos elementos son descontinuos, é dicir, os elementos en estado gasoso só emiten radiación nalgunhas frecuencias determinadas.

Teoría cuántica de Planck

O físico alemán Planck (1900) di que os corpos emiten ou absorben a enerxía en forma de paquetes ou cuantos de enerxía. A fórmula é: E = h · v, onde h = 6,625 x 10⁻³⁴ J · s.

O efecto fotoeléctrico

• Prodúcese se a frecuencia da radiación é superior a unha certa frecuencia chamada frecuencia limiar (V₀). O valor de V₀ depende do metal utilizado.
• Os electróns emitidos teñen unha enerxía cinética que aumenta a medida que aumenta a frecuencia da radiación.
• Ao aumentar a intensidade da radiación, non cambia a enerxía dos electróns emitidos, pero aumenta o seu número por unidade de tempo.

Limitacións do modelo atómico de Rutherford

• Os electróns móvense en órbitas circulares segundo o modelo de Rutherford e, polo tanto, teñen aceleración normal. Segundo os principios do electromagnetismo clásico, unha carga eléctrica en movemento acelerado debe emitir enerxía.
• O electrón pasaría por todas as órbitas posibles describindo unha espiral que tería o seu centro no núcleo do átomo e, polo tanto, a radiación emitida debería ser continua.

Modelo atómico de Bohr

Postulado en 1913:

• A enerxía do electrón dentro do átomo está cuantizada. É dicir, o electrón só ocupa unhas posicións ou estados estacionarios ao redor do núcleo cuns valores determinados de enerxía.
• O electrón móvese seguindo órbitas circulares ao redor do núcleo. Cada unha destas órbitas corresponde a un estado estacionario ou nivel de enerxía permitido e asóciase cun número natural n: 1, 2...
• Os niveis de enerxía permitidos ao electrón son aqueles nos que o seu momento angular é un múltiplo enteiro de h/2π, onde h é a constante de Planck: mvr = n · (h/2π).
• Só se absorbe ou emite enerxía cando un electrón pasa dun nivel de enerxía a outro. Se chamamos Ei á enerxía do nivel de partida e Ef á enerxía do nivel de chegada, a variación de enerxía correspondente e a súa frecuencia serán: ΔE = Ef - Ei; |ΔE| = h · v; v = ΔE/h = |(Ef - Ei)/h|.