El átomo
Introducción
¡Hola!
Es un privilegio darte la bienvenida a tu primera clase digital de la unidad de aprendizaje de Química Universitaria. Espero que te mantengas con mucho ánimo y disfrutes este curso preparado para ti.
Esta sesión comprende los temas referentes a Fotones, electrones y átomos, además de Mecánica ondulatoria y los números cuánticos. En ella se abordarán aspectos conceptuales y procedimentales en los que se incluyen algunas leyes y ejemplos de su aplicación en estos temas como punto de partida en el estudio de la Química.
Desde el inicio de la existencia del hombre la comprensión sobre el entorno, ha despertado la curiosidad por conocer la materia en cuanto a sus, formas, propiedades y su transformación, para aprovecharla en la obtención de satisfactores como: alimentos, medicamentos y herramientas destinadas a mejorar las actividades que permiten su desarrollo físico e intelectual. De acuerdo con tus conocimientos previos de esta ciencia, conocer y comprender el átomo es esencial por su vasta aplicación en nuestra vida diaria.
¡Te invito a continuar con esa actitud y curiosidad natural que te lleve a incrementar y fortalecer tus conocimientos, comencemos!
Desarrollo del tema
1.1. Fotones, electrones y átomos
Para estudiar a los fotones, electrones y el átomo, es necesario retomar algunos antecedentes. Las ideas que hoy tenemos sobre la estructura de la materia tuvieron como base la teoría de Dalton, científico inglés que realizó sus aportaciones a principios del siglo XIX, por ello se considera a sus investigaciones como el principio de la era moderna. Entre lo más destacado de su trabajo está la definición de átomos: unidades indivisibles con las que está formada la materia. Chang (2010). Ver tabla 1.
Tomando como fundamento los resultados de las investigaciones de Dalton, estudios posteriores realizados entre 1850 y gran parte del siglo XX, profundizaron en la estructura del átomo que se sintetizan en la figura 2.
De esta forma el concepto de átomo en el que ya se incluye el protón (partícula positiva con masa) que se encuentra en el núcleo, acompañada por el neutrón (partícula sin carga). En órbitas alrededor del núcleo se ubican los electrones (partículas de carga negativa prácticamente sin masa).
Posteriormente Bohr estableció que las energías del electrón están cuantizadas y atribuyó la emisión de radiación de un átomo de hidrógeno energizado, a la caída del electrón cuando transita de una órbita de energía superior a una de energía inferior y la emisión de un cuanto o fotón de energía en forma de luz. Podemos concluir que la energía radiante que absorbe el átomo provoca que su electrón vaya de un estado de energía más bajo a otro estado de mayor energía. Y cuando el electrón se mueve desde un estado de mayor energía a otro de menor energía, se emite energía radiante en forma de un fotón (Chang, 2010).
La energía de las partículas de luz se puede calcular con la siguiente ecuación:
Donde:
E = energía del fotón (J)
h = constante de Planck = 6.63×10-34 J s
ν = frecuencia (Hertz o 1 / s)
Considerando que la frecuencia se calcula a partir de la ecuación (2)
Donde:
c = velocidad de la luz = 3×108 m / s
λ = longitud de onda del fotón
Para lograr vencer las fuerzas de atracción de los electrones que se encuentran unidos en la estructura metálica, se requiere que la luz incidente sobre dicha superficie tenga energía suficiente. Si se parte de una frecuencia mayor, además de emitir electrones, se contará con una reserva energética capaz de mover a los electrones con cierta energía cinética. Por lo que podemos concluir que un rayo de luz más intenso contiene una mayor cantidad de fotones, por lo que tiene mayor capacidad de emitir electrones que un rayo de luz de menor intensidad. La energía se calcula con la siguiente ecuación:
La frecuencia se calcula a partir de otros datos:
Donde:
Ei = Energía incidente (J)
Ee = Energía umbral (J)
Eu = Energía de los fotones emitidos (J)
El espectro de emisión del hidrógeno. Comprende un conjunto de longitudes de onda en regiones del espectro desde el infrarrojo, pasando por el visible hasta el ultravioleta. De donde se generan transiciones electrónicas que se representan como un conjunto de líneas espectrales que tienen el nombre de las personas que las descubrieron. Ver tabla 3.
La variación de energía para la transición electrónica obtenerse mediante la ecuación:
Donde:
E = Energía entre los estados y final del salto del electrónico (J)
RH = Constante de Rydberg = 2.18×10-18 J
ni = nivel de donde sale el electrón
nf = nivel a donde llega el electrón
Si el signo de E es ( – ) se considera que existió un proceso de emisión.
En la figura 4 verás la representación de las transiciones energéticas posibles y que hasta aquí hemos descrito.
1.2. Mecánica ondulatoria y números cuánticos
1.2.1. Naturaleza dual del electrón
Los resultados de los experimentos de Luis de Broglie le permitieron establecer que las ondas se comportan también como. Lo anterior lo representó con la siguiente ecuación:
Donde:
λ = Longitud de onda de la partícula en movimiento (m)
h = constante de Planck (J s)
m = masa de la partícula (kg)
v = velocidad de la partícula (m / s)
1.2.2. Mecánica cuántica
Posterior a los trabajos de Bohr y ante la imposibilidad de conocer la posición exacta de las partículas que se comportan como ondas, fue establecido el principio de incertidumbre de Heisenberg: “es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la rapidez) y la posición de una partícula simultáneamente”.
En 1926, Erwin Schrödinger desarrolló un modelo matemático que trabajará describir el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas. Esto marcó el inicio de la mecánica cuántica. La solución de este modelo es muy compleja, se basa en la probabilidad de encontrar al electrónico en ciertas regiones del espacio dentro del átomo. Esta ecuación al igual que el modelo de Bohr funciona bien para el átomo de hidrógeno y son una buena aproximación para conocer el comportamiento de átomos con cantidades de electrones mayores que uno (átomos poli electrónicos) (Chang, 2010).
1.2.3. Números cuánticos
Estos números provienen de la solución de la ecuación de Schrödinger y se emplean para describir la distribución de los electrones de un átomo.
Son espacios tridimensionales donde existe la probabilidad de encontrar a los electrones, asociados al número cuántico l se indican con letras relacionadas con sus nombres en inglés. Ver figura 6.
Los orbitales son espacios tridimensionales donde existe la probabilidad de encontrar a los electrones, asociados al número cuántico l se indican con letras relacionadas con sus nombres en inglés. Ver figura 2.
- Para l = 0; orbital s (agudo)
- Para l = 1; orbital p (principal)
- Para l = 2; orbital d (difuso)
- Para l = 3; orbital f (fundamental)
Existe una relación entre los orbitales atómicos y los números cuánticos como se muestra en la figura 7.
A continuación, en las figuras: 8-11 se muestran algunos problemas de aplicación de las ecuaciones presentadas hasta el momento.
Problemas ejemplo
El siguiente video que te ayudará a tener una perspectiva más ilustrativa del átomo:
Conclusión
En resumen, en esta clase vimos lo siguiente:
- El protón (partícula positiva con masa) que se encuentra en el núcleo, acompañada por el neutrón (partícula sin carga). Los electrones (partículas de carga negativa prácticamente sin masa) se ubican en órbitas alrededor del núcleo.
- La energía radiante que absorbe el átomo provoca que su electrónico vaya de un estado de energía más bajo a otro estado de mayor energía. Y cuando el electrón se mueve desde un estado de mayor energía a otro de menor energía, se emite energía radiante en forma de un fotón.
- Erwin Schrödinger desarrolló un modelo matemático que describiría el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas lo que marcó el inicio de la mecánica cuántica.
- Los orbitales o espacios tridimensionales donde existe la probabilidad de encontrar a los electrones, asociados al número cuántico l.
- Los números cuánticos provienen de la solución de la ecuación de Schrödinger y se emplean para describir la distribución de los electrones de un átomo.
Fuentes de información
- Chang, R. y Goldsby, KA (2010). Química. CD. de México. McGraw-Hill.
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck ML y Stanley GG (2008). Química.
CD. de México. Aprendizaje Cengage. - Matheus, J. (13 de noviembre de 2016). ¿Qué es el espectro electromagnético? ondas de radio.