lunes, 29 de junio de 2009

Modelos Atomicos

TRABAJO PRÁCTICO DE EPISTEMOLOGIA
TEMA: MODELOS ATOMICOS

Desde el primer momento en el que el ser humano comenzó a plantearse cuestiones científicas, se percató de que cada sustancia del universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y hasta las estrellas más lejanas, están enteramente formada por pequeñas partículas llamadas átomos.
Para comprender estos átomos a lo largo de la historia diferentes científicos han enunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender la complejidad de estas partículas. Estas teorías significan el asentamiento de la química moderna.
Si bien en la mayoría de los tratados de la historia de la teoría del átomos se parte desde los antiguos griegos.
En el año 585 antes de Cristo, el griego Thales de Mileto (considerado como el primer científico de relevancia) sugirió que todo elemento natural era en última instancia "agua"; ya que se presenta en los tres estados [líquida (agua), sólida (hielo) y gaseosa (vapor)] dependiendo de la temperatura del ambiente. Sus sucesores, Epicurio de Samos y el romano Lucrecio Caro, desarrollaron la conocida teoría que indicaba que toda sustancia no era más que combinaciones de cuatro elementos: tierra, agua, fuego y aire.
Grecia.Siglo IV a.C. Aristóteles y otros Creía que la materia era continua (sin espacios) Sostenía que el vacío no podía existir porque el espacio tiene que estar lleno con materia, a través de la cual se transmiten efectos físicos por medio del contacto directo. No aceptó que la materia estaba compuesta por átomos y vacío. Pero si que estaba formada por cuatro elementos esenciales Aire-Agua- Fuego –Tierra.

A finales del siglo V a. c. los filósofos Leupino y Demócrito, intentaron conciliar el conflicto entre transitoriedad y la complejidad observada en el mundo material con la idea griega de que la verdad debe ser eterna e inmutable. Sugirieron que la materia estaba compuesta de pequeñas partículas indivisibles que bautizaron con el nombre de átomo (del griego indivisible) y señalaron que si bien esas partículas son inmutables, las relaciones entre ellas cambian. Las únicas realidades existentes son los átomos y el espacio vacío; lo demás es mera especulación. A pesar de esta clarividencia, la idea disfrutó de poca aceptación entre los filósofos griegos y romanos. Así el átomo fue olvidado mientras que la idea de que el universo estaba compuesto por los cuatro elementos antes mencionados, resultó mucho más popular, aceptada y propagada por "eruditos" de la talla de Aristóteles, de manera que fueron enseñadas como verdades absolutas durante dos mil años.
A finales del siglo XVII y principios del siglo XIX contemporáneamente con la formulación de las leyes cuantitativas de la química empieza a aplicarse en esta ciencia un modelo corpuscular cuyas características se determinan mediante las operaciones químicas usuales.
El inglés Robert Boyle fue un aristócrata nacido en Waterford, Irlanda.
El no creo la química moderna, lo que izo fue liberar a la química del peso muerto que arrastraba del pasado y aclarar el camino para lo que llegaría después, sentando el principio de que los hechos químicos deben ser establecidos mediante experimentos y no por simples especulaciones de salón.
La idea de Boile de un elemento químico estaba basada en una sustancia que no podía ser descompuestas en otras sustancias. Usó el concepto de átomo en sus trabajos de química durante el siglo XVII y definió a esas sustancias indivisibles como elementos, es la primera definición moderna de los componentes básicos de la materia. Así nacía la química y Newton lo tuvo en mente al desarrollar sus descubrimientos en física, específicamente óptica, la idea de átomo no pasó a formar parte del pensamiento científico hasta la mitad del siglo XVIII.
Tendría que pasar un siglo desde que Robert Boyle publicara el químico escéptico, antes que la química adquiriera el lenguaje y los conceptos que necesitaba para transformarse en una ciencia respetable.
Muchos científicos ayudaron con sus trabajos a esa transformación pero había uno que se destacaba sobre los demás Antoine Laurent Lavoisier, químico francés que no era un tímido investigador de laboratorio si no que llevo una vida publica muy ocupada y fue precisamente esa implicación en los asuntos públicos lo que provocaría su caída.
Tras sus investigaciones de combustión, identificó muchas sustancias químicas puras que no podían ser separadas en otras.
Sabía por otros científicos anteriores a él, que los ácidos reaccionan con algunos metales y sueltan otro extraño y altamente inflamable gas, llamado flogisto.
Le cambió el nombre al gas de Priestley por el de oxígeno, que proviene de las palabras griegas que quieren decir “hacedor de ácido”.
Mezcló los dos gases, flogisto y el ahora denominado oxígeno, en un contenedor de vidrio cerrado e insertó un fósforo. Vio que el flogisto se consumía inmediatamente en presencia del oxígeno y después observó que había gotas de un líquido incoloro en el contenedor de vidrio. Después de cuidadosas pruebas, se dio cuenta que el líquido que se formaba por la reacción del flogisto y del oxígeno era agua.
De esta manera, llamó al flogisto hidrógeno que proviene de las palabras griegas “hacedor de agua”.
Mientras que la teoría de Lavoisier sobre el oxígeno y los ácidos resultó incorrecta, se conservó el nombre.
También quemó otras sustancias como el fósforo y azufre en el aire, y demostró que se combinaban con el aire y creaban nuevos materiales. Estos nuevos materiales pesaban más que las sustancias originales, con lo cual Lavoisier demostró que el peso obtenido por los nuevos materiales, era el mismo que se perdía en el aire en el que se quemaban las sustancias.
A partir de estas observaciones, Lavoisier postuló la Ley de la Conservación de la Masa, que dice que no se pierde o gana masa durante una reacción química, (una nota de interés, Lavoisier fue el precursor de los congresos donde incentivaba la presentación de la ideas científicas o descubrimientos y solía apropiarse de ellos indecorosamente, lo que diríamos hoy en día ¨Hurtaba¨).
Químico francés Joseph-Louis Proust (1754 - 1826) que enunció una de las leyes de las proporciones químicas
Escribió memorias sobre la composición de los minerales y diversos compuestos, incluyendo las sales orgánicas, así como una monografía sobre el cobre y el estaño y numerosos trabajos analíticos. Sus análisis fueron los mejores de su tiempo.
Estudió la naturaleza de distintos azúcares, especialmente el que creyó exclusivo de la uva (glucosa). En 1806 formuló la ley de las proporciones definidas, su más importante aportación a la química. Esta ley establece que "Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes"
En 1808, Joseph Gay Lussac estudió las relaciones entre los volúmenes de distintos gases (H, Cl, N, y O) , relacionando el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa.
Para generalizar estos resultados, Gay Lussac estableció las siguientes leyes:
CUANDO SE COMBINAN DOS GASES, LO HACEN EN RELACIONES SENCILLAS DE VOLÚMENES.
ENTRE EL VOLUMEN DEL GAS OBTENIDO Y EL VOLUMEN DE LOS COMPONENTES EXISTE UNA RELACIÓN SENCILLA.
SI LOS VOLÚMENES DE LOS GASES QUE SE COMBINAN SON IGUALES, EL VOLUMEN DEL GAS OBTENIDO ES IGUAL A LA SUMA DE LOS VOLÚMENES DE LOS COMPONENTES.
SI LOS VOLÚMENES DE LOS GASES QUE SE COMBINAN SON DESIGUALES, EL VOLUMEN DEL GAS OBTENIDO ES SIEMPRE MENOR QUE LA SUMA DE LOS VOLÚMENES DE LOS GASES COMPONENTES.
La condición de que los volúmenes de los gases reaccionantes y de los productos de la reacción se midan en iguales condiciones de presión y temperatura es fundamental, porque de otro modo las relaciones de combinación no son sencillas, como establecen las leyes anteriores.

Conclusión: las leyes gravimétricas y las de combinaciones gaseosas constituyen las llamadas leyes fundamentales de la química.
La primera formulación de la teoría moderna atómica, históricamente, se la ubica a comienzos del siglo XIX en manos de un químico inglés, John Dalton, que en 1808 publicó su obra Un nuevo Sistema de Filosofía Química. Allí asignó a los átomos un papel relevante en este área de la ciencia. Si bien la idea era lentamente aceptada por los químicos, el concepto de átomo podía explicar relaciones como la desarrollada por Joseph Gay – Lussac, quien estableció experimentalmente la relación proporcional de los volúmenes anteriormente mencionadas y Proust mediante la ley de proporciones múltiples.
El italiano Avogadro utilizó, en 1811, esta evidencia para desarrollar su famosa hipótesis que establece que para cualquier temperatura y presión fijos, hay volúmenes iguales de gas que contienen el mismo número de partículas, independientemente del tipo de gas utilizado. Recién en 1850, cuando un compatriota de Avogadro, Stanislao Cannizzaro, desarrolló dicha teoría hasta tal punto que dejaron de ser minoría los químicos que se la tomaban en serio. Hacia 1890, aunque muchos químicos aún no aceptaban las ideas de Dalton y Avogadro, se podía explicar detalladamente el comportamiento de los gases mediante la hipótesis atómica gracias a los trabajos del escocés James Clerk Maxwell y del austriaco Ludwig Boltzmann desarrollando una descripción matemática del comportamiento de los gases llamada mecánica estadística.

Postulados de Dalton 1808:
1.- Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas átomos. Bernoulli, Daltón y otros visualizaban los átomos como pequeñas partículas en forma de bolas de billar en varios estados de movimiento. A pesar de que este concepto es útil porque nos ayuda a entender los átomos, es incorrecto.
2.- Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.
Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas; los átomos de diferentes elementos tienen diferentes propiedades. Este principio sugería que cada átomo de un elemento tal como el oxígeno, es idéntico a cada átomo de oxígeno; es más, los átomos de diferentes elementos, tales como el oxígeno o el mercurio, son diferentes uno del otro. Daltón caracterizó a los elementos de acuerdo a su peso atómico; sin embargo cuando los isótopos de los elementos fueron descubiertos al final del 1800, este concepto cambió.
3- Cuando los elementos reaccionan para formar compuestos, reaccionan en relaciones definidas y en números completos. Los experimentos que Daltón y otros realizaron, demostraron que las reacciones no son eventos al azar; sino que proceden de acuerdo a fórmulas precisas y bien definidas.
4-Las reacciones químicas requieren la combinación de átomos, no la destrucción de átomos. Los átomos son indestructibles e incambiables, así que los compuestos, como el agua y el mercurio, se forman cuando un átomo se combina químicamente con otros átomos. Este es un concepto extremadamente avanzado para su tiempo. Mientras que la teoría de Daltón implicaba que los átomos se juntaban, pasarían más de 100 años antes que los científicos empezaran a explicar el concepto de la unión química.

Algo está cambiando: el electrón
A mediados del siglo XIX los físicos experimentaban con un nuevo fenómeno que cambiaría drásticamente la visión de la física. En ese momento se estudiaban la naturaleza de la radiación producida por un hilo metálico que transportaba corriente eléctrica a través de un tubo que se había vaciado de aire. Estos rayos, procedentes del cátodo (polo negativo del circuito), fueron llamados rayos catódicos.
En el dispositivo anteriormente citado, el tubo de rayos catódicos, podían colocarse dos placas que al aplicarse una diferencia de potencial eléctrico, se observaba una fina línea de gas brillante que se formaba cerca del cátodo y se extendía hasta la placa el otro polo (ánodo). El análisis de la luz emitida indicaba que estaba formada por residuos de gas que se habían calentado al circular alguna "cosa" a través del mismo. Esa "cosa" desconocida eran los rayos catódicos. Se pensaba que podían ser haces de partículas (afirmación sostenida por la mayoría de científicos Ingleses y franceses).Si bien la situación se tornó más confusa en 1895 cuando Wilhem Röntgen descubrió accidentalmente los rayos X, las dudas fueron despejadas mediante los experimentos realizados en el laboratorio de Cavendish, uno de los centros de investigación en Cambridge.
A medida que transcurría el siglo XIX, la diferencia entre átomos y moléculas y la forma de unión entre ellos para formar moléculas, fue aclarada gradualmente.
Pero durante la mayor parte del siglo, la imagen del átomo dado por Dalton como el ladrillo primario de la materia seguía siendo la idea predominante tanto en la física como en la química.
En 1897 J. J. Thomson, que trabajaba como profesor de física de Cavendish desde la década de 1870, diseñó un experimento en el que intervenían el balance entre las propiedades eléctricas y magnéticas de una partícula cargada en movimiento. Ya en ese entonces se sabía que un objeto cargado era afectado por dos tipos de fuerzas. Desde Faraday se habla de fuerzas electromagnéticas que actúan sobre cualquier objeto provisto de carga eléctrica, pero no actúan sobre un elemento no cargado como una onda. De esa manera, con el tiempo, la contienda de saber que eran los rayos catódicos se centró en saber si tenían o no carga eléctrica; de tenerla sería afectada por fuerzas electromagnéticas como la generada por un imán.
Thomson armó un dispositivo, como lo muestra el esquema, modificando el tubo de rayos catódicos enrareciendo ligeramente el vacío con un poco de gas, para medir la velocidad de los rayos catódicos (que en esa época se los denominó rayos canales). Estos rayos debían atravesar una zona en la que se había creado un campo eléctrico entre dos placas cargadas y un campo magnético. Se ajustó el voltaje de las placas hasta que se compense exactamente los efectos desviadores del campo magnético, así eran atraídos por el ánodo. Thomson argumentó que si los rayos eran realmente partículas su trayectoria debía ser afectada por los imanes y por las grandes cargas eléctricas. Si el campo magnético obligaba a los rayos a moverse hacia abajo, entonces se cargaba las placas de manera que desviaran el haz hacia arriba en la misma medida. En otras palabras, igualaba la fuerza eléctrica a la magnética.
De esta manera Thomson demostró que los rayos catódicos están formados por partículas con carga negativa, pues son atraídas por la placa positiva.
Una vez que fue correctamente identificado, se comprendió que el electrón era una partícula muy importante. Cada corriente eléctrica, tanto si se trata de un circuito o de un nervio animal, es simplemente un flujo de electrones.
El descubrimiento del electrón preocupó a los físicos de la época ya que se habían habituado a considerar al átomo como el único habitante de lo infinitamente pequeño y ¡ ahora se les presentaba otro!. ¿Dónde iban a alojarlo? ¿Había que pensar que la materia estaba constituida fundamentalmente por átomos y electrones? ó, como esta partícula cargada negativamente es mucho más pequeña ¿había que suponer que el electrón no era más que una parte constitutiva del átomo?. Pero, de ser así, puesto que el electrón posee carga negativa ¿cómo explicar que el átomo se revelara en los experimentos eléctricamente neutro?. La única explicación posible es la existencia de una parte electrizada positivamente que neutralizara la carga del electrón.
Así fue como J. J. Thomson propuso un Modelo Atómico para explicar sus resultados, teniendo en cuenta que los átomos son eléctricamente neutros, sin atreverse a cambiar mucho el modelo de Dalton, una imagen del átomo formado por una masa positiva en la cual están embutidos los electrones, como las pasas de uva en un budín. Como muestra la figura.
Modelo Atomico de Thomson:
El Interior del Átomo
En 1896, Antaine Henri BECQUEREL comprobó que la
Sal de uranio podía impresionar una placa fotográfica gracias a cierta radiación emitida por esa sustancia. Había descubierto la RADIACTIVIDAD.
Años más tarde, Pierre y Marie CURIE, descubrieron otras sustancias radiactivas, como el polonio y el radio.

El neocelandés Ernest Rutherford trabajó en Cavendish en la última década del siglo XIX. En 1898 fue nombrado profesor de física en la Universidad McGill, en Montreal.En 1904 escribió Radioactividad, el primer libro de texto sobre ese tema. Entre 1907 y 1909 dirigiendo una investigación sobre la naturaleza de las partículas alfa, las partículas con carga positiva que emiten ciertos elementos radioactivos.
Su descubrimiento le valió el premio Novel de química en 1908, aunque él siempre se consideró a si mismo como un físico y consideraba a la química como una rama muy inferior de la ciencia...
En contra de lo normal, Rutherford realizó su trabajo más importante después de recibir el premio Novel.
Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección de Ernest Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo macizo existente.Mediante un análisis matemático de las fuerzas involucradas, Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío, lo que explicaba por qué la mayoría de las partículas que bombardeaban la lámina de oro, pasaran a través de ella sin desviarse.


Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear establece que:
El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza. El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva).La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
La masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partículas subatómicas en el núcleo de los átomos.
1920, Rutherford postulo la existencia de otra partícula que ubicó también en le núcleo, sin carga y que fuera un poco mayor que el protón (en realidad es un poco mas grande que el protón y el electrón juntos) y lo denominó Neutrón.

Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones.
Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.
Como resultado del trabajo de Thomson, Rutherford y Chadwick y muchos otros científicos que añadieron sus descubrimientos, el mundo tuvo una imagen significativa y practica de la estructura del átomo.
Hasta este recorrido histórico nos queda constituido el átomo de la siguiente forma:
- Un núcleo compacto donde casi toda la masa del átomo estaba localizada y compuesta de protones cargados positivamente y de neutrones cargados eléctricamente neutros.
- Una inmensa extensión de espacio (atómicamente hablando) donde orbitaban los electrones cargados negativamente. Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo, por lo que el conjunto del átomo es eléctricamente neutro.
- Al hacer pasar radiación visible por un prisma, la luz se descompone en los colores del arco iris, esto se conoce como espectro continúo de la luz visible:

1913 El modelo atómico de Bohr
Niels Bohr era un físico danés que finalizó su doctorado en el verano de 1911 y viajó a Cambrige en septiembre. En una visita a Manchester conoció a Rutherford y en Marzo de 1912 comenzó a trabajar dentro del equipo de Rutherford concentrándose especialmente en la estructura del átomo, permaneciendo allí hasta 1916.
Bohr no se preocupó excesivamente por integrar todos sus experimentos en una teoría completa, sino más bien estaba interesado en ensamblar ideas diferentes para construir un modelointroduciendo mejoras sustanciales al modelo de Rutherford al incorporar aspectos energéticos derivados de la energía de Planck y del efecto fotoeléctrico de Einstein.
La característica esencial del modelo de Bohr es que los electrones se ubican alrededor del núcleo únicamente a cierta distancia bien determinada. El por qué de esta disposición del átomo no se estableció hasta el desarrollo de la mecánica cuántica una década más tarde.
Este modelo implicaba los siguientes postulados:
1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en las que no emite energía. El electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo.
2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.
MODELO DE BOHR:
Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Hacia 1920 se introdujeron modificaciones y se desarrollaron nuevos modelos atómicos.
De acuerdo con este nuevo modelo, alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía:
- En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones.
- En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.
- En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.
La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce como estructura o configuración electrónica del elemento.
A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones de valencia y, al nivel que ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los responsables de las propiedades químicas de las sustancias.
La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre.
Al margen del gran acierto de este modelo en muchos aspectos, el problema del modelo de Bohr y de toda la Mecánica Cuántica es que se van añadiendo supuestos a lo largo de la historia, pero sin explicar las razones que los justifican, únicamente que funcionan y explican mejor la realidad; lo cual, no estando nada mal, no ayuda mucho a la comprensión de la realidad si se apoyan en principios físicos despistantes.
Conclusión de los Modelos:
El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.
Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los númerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de un electrón (átomos polielectrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar enlaces químicos.
Nuevo Comienzo
La guerra europea de 1914 frenó los desplazamientos de los científicos de un país a otro, entorpeciendo (y a veces cortando) las comunicaciones entre ellos. En las naciones intervinientes, los investigadores jóvenes tuvieron que dejar los laboratorios para presentarse en batalla, donde muchos de ellos perdieron la vida. Después de la guerra, los científicos alemanes y austriacos no fueron invitados a las conferencias internacionales durante varios años consecutivos. En Rusia, inmersa en su revolución, la ciencia perdió su cosmopolitismo y a una generación de gente de ciencia jóvenes.
Una nueva generación de "pensantes" se encontró con la teoría cuántica en el punto medio del camino que representa el modelo de Bohr y se encargó de relacionarlo con la mecánica cuántica. La nueva generación de científicos no poseía una sólida formación dentro del área de la física clásica, por lo que no les fue difícil desechar ideas clásicas en su teoría sobre el átomo. No partieron de la nada, basados en la constante de Plank, el modelo de Bohr y la idea de Einstein de la noción de probabilidad en la teoría atómica (que se transformó en el soporte fundamental de la teoría cuántica). Irónicamente, la idea fue rechazada posteriormente por su creador con su famoso comentario, Dios no juega a los dados .
El descubrimiento de la dualidad onda - partícula tuvo su origen en la sugerencia de un científico francés Louis de Broglie que en 1923, fue quien sugirió que los electrones tenían tanto propiedades de ondas, como propiedades de partículas, fue el primero en pensar que esta dualidad también podía aplicarse a otras partículas como el electrón.
En aquella época se pensaba que los electrones debían comportase como partículas típicas, excepto por el curioso modo de ubicarse en los distintos niveles de energía dentro del átomo. El hecho que sólo existieran orbitas definidas por números enteros, lo que podía interpretarse como una característica ondulatoria, llevó a de Broglie a relacionarlos con la interferencia y los relativos a modos normales de vibraciones (movimiento de partículas que transportan una onda) que eran fenómenos físicos que implican números enteros y estaban relacionados con propiedades ondulatorias. Es así que decidió asignar a los electrones algún tipo de periodicidad.
De Broglie pensaba que las ondas estaban asociadas con partículas y sugirió que una partícula, tal como el fotón, estaba guiada en su trayectoria por la onda asociada a la que se encuentra ligada. El resultado de dicha teoría fue una descripción matemática completa del comportamiento de la luz, que incorporaba los resultados tanto de experimentos ondulatorios como corpusculares. En esa época ya se conocía la longitud correcta de las ondas de los electrones a partir de los estudios de Einstein respecto al fenómeno fotoeléctrico. La longitud de onda está relacionada con la frecuencia, y la frecuencia (según las ecuaciones de Einstein) podía relacionársela con el momento; de allí que de Broglie combinara en una ecuación el momento y la longitud de onda mediante una relación inversa donde la constante de proporcionalidad fuera la constante de Plank.
La propuesta de Broglie constituyó la base de la "MECÁNICA CUÁNTICA"
A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (como onda y como partícula), surgió el principio enunciado por WERNER HEISENBERG, conocido también como "PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE", que dice:
"es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón"
Modelo mecano-cuántico
Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrodinger. Aspectos característicos:
Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.
Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio.
Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas.
Así establecieron el concepto de orbital región del espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos.
Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución.
Configuraciones electrónicas
La configuración electrónica o estructura electrónica es la distribución de los electrones de un átomo en sus distintos niveles y orbitales alrededor del núcleo.
La configuración electrónica es la del estado fundamental (mínima energía), y la configuración electrónica excitada es la del estado excitado (máxima energía).
Y por último, dada la cantidad de elementos, se necesitaba una clasificación. Hoy en día se utiliza la Tabla Periódica, aunque le precedieron muchos otras propuestas. En la Tabla Periódica los elementos se clasifican según el número atómico.
La total ruptura con la física clásica ocurre en este momento, al tomar conciencia que no sólo los fotones y electrones sino todas las partículas y todas las ondas son, de hecho, una mezcla de onda y partícula. Todas las imágenes que uno pueda hacerse del átomo son falsas y no existe una analogía física que permita entender como funciona el interior de un átomo. El átomo, ese universo pequeñísimo donde las "cosas" no se comportan como lo esperamos, posee características que nuestro "sentido común" no sirve en absoluto para entenderlas.
Bibliografía:
Leticia Halperin de Destaillats. Teoría Atómica Molecular Los Fundamentales.Editorial Universitaria de Buenos Aires.1965
Roberto Boyle Física Química y Filosofía Mecánica Editorial: Alianza Editorial Madrid.

Cyril Aydon. Historias Curiosas de la Ciencia. Ediciones Robinbook.2006
Gabriel Gellon. Habia una vez el Atomo.Coleccion Ciencia que Ladra. Editorial: Siglo XXI Editores. Universidad Nacional de Quilmes. Buenos Aires, 2008.

2 comentarios:

  1. hola muy bueno el blog
    tiene mucha informacion q me puede servir (:
    bueno un saludo
    suerte profee!
    Me tiene q aprobar xD
    chauu..!
    Franco Fernanadez (:

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  2. Hola profe. Soy luu Muñoz. Nesecito la pagina de las reguntas que no la puedo encontrar. mil gracias chauu

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