John Dalton     Aunque W. Higgins expuso en 1789 los argumentos que más tarde formaron la base de la teoría atómica, fue John Dalton el que de una manera clara y definitiva enunció unos postulados que le han valido del titulo de "padre de la teoría tómica-molecular". Dalton trató de buscar la explicación de las leyes ponderales que experimentalmente habían comprobado él y otros químicos europeos. Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de cada elemento debían tener la misma masa.

Dalton llegó a expresar sus postulados despues de haber experimentado y comprobado:

    - El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y Charles.
    - La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de combinación.
    - La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier.
    - La ley de composición constante.
    - La ley de las proporciones múltiples.

Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir:

    - Los elementos están formados por partículas muy pequeñas, llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles.
    - Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa atómica.
    - Los átomos se combinan en relaciones sencillas para formar compuestos.
    - Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes; las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga.

Modelo J. Dalton


    La teoría de Dalton impulsó los conocimientos químicos durante un siglo. A pesar de sus intentos, Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los átomos, pues sabemos que es extremadamente pequeña, por lo que trató de calcular la masa de los átomos con relación al hidrógeno, al que dió el valor unidad. Así surgió la escala química de masa atómicas.

    Posteriormente se tomó como átomo de referencia el oxígeno, al que se atribuyó una masa igual a 16, y se definió la unidad de masa atómica (uma) como 1/16 de la masa del oxígeno.

 

Limitaciones de la teoría

    La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa, según la ecuación de Einstein:

E=m*c2

    Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida experimental con la balanza. La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isótopos, cosa que Dalton desconocía.

    Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran, pero hoy se producen reacciones nucleares que rompen o transmutan los átomos. Dalton no podía conocer estos avances.

 

 

J. J. Thomson

 

J.J Thomson
    
Este científico Inglés, en 1897, había identificado los rayos catódicos como corrientes de partículas negativas a las que Stoney denominó Electrones. A consecuencia de los trabajos de Faraday sobre electrólisis, se conocía ya bastante bien la electricidad.


     Del fenómeno de los rayos catódicos estudiados en los tubos de Geissler se dedujeron unas consecuencias similares, aún con gases de sustancias muy diferentes.

     Esto indica que existen electrones en todos los átomos, que poseen masa y carga eléctrica negativa y que pueden moverse e incluso separarse totalmente del átomo.
    
    Del mismo J.J.Thomson son las siguientes conclusiones:

    - La masa de un electrón es mucho menos que la del átomo de hidrógeno, el menor de los conocidos.
    - Dicha masa es siempre la misma, independientemente de la naturaleza del gas que llena el tubo y del metal empleado para cátodo.

    Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condesador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6 * 10 -19 culombios.

    Goldstein, después de estudiar las partículas positivas de diversos gases, concluye que no hay ninguna de menor masa que la del hidrógeno. A esta partícula de hidrógeno sin electrón se la denomina protón, para indicar, a la vez que es la más sencilla, que lleva la unidad de carga positiva y tiene la unidad de masa atómica.

    Así pues, todos estos hallazgos científicos permiten asegurar que en todo átomo hay:
        - Electrones portadores de cargas negativas.
        - Protones o partículas cargadas positivamente, en los que está reunida casi toda           la masa.

    La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J.J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la compresión actual de la estructura atómica. El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estudio de las descargas eléctricas en gases.

    Al final del siglo pasado se habían hecho muchos estudios del fenómeno y se vio grandemente aumentado el interés por el descubrimiento de los rayos X que ionizaban a los gases, permitiéndose así el control de la conductividad de los mismos. Se vio que los iones responsables de la conducción gaseosa portaban la misma carga que los responsables de la electrólisis. El tubo de rayos catódicos utilizado por J.J. Thomson es típico de los utilizados entonces.

Rayos Catódicos

    A presión suficientemente baja el espacio cercano al cátodo resulta oscuro al ir disminuyendo la presión, este espacio se extiende a través de todo el tubo hasta que finalmente alcanza el vidrio que entonces brilla. Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien definido sobre el vidrio. Este punto puede desviarse mediante campos eléctricos o magnéticos.

 

 

Ernest Rutherford

 

E. Rutherford
    Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizo Rutherford entre 1909-1911.

    Antes de que Rutherford en 1911 postulara su modelo atómico ya se conocía el modelo propuesto por J.J.Thomson de 1904. Este concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones. Se supone que el átomo consiste de un cierto número N de corpúsculos cargados negativamente, acompañados de una cantidad igual de electricidad positiva distribuida uniformemente en toda una esfera.

    La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión debida a un simple choque atómico es pequeña y que la estructura suspuesta para el átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida sobre el mismo, a menos que se suponga que el diámetro de la esfera de electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia del átomo. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados.

    Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo. El montaje experimental que utilizaron Geiger y Mardsen se puede observar en el dibujo.


 - A es una sustancia radiactiva que emite partículas alfa.
 - B es un bloque protector que absorbe todas las radiaciones.
 - L es una lámina de un metal pesado.
 - P es una pantalla que permite observar el impacto de las partículas Alfa.

 

    Observaron que la mayor parte de las partículas alfa que llegaban a la lámina la atravesaban sin desviarse como si estuviera hueca. Esta observación, sin embargo, no se oponía al modelo atómico de Thomson, ya que, éste suponía que el átomo era fluido y la gran velocidad de las partículas alfa les permitía atravesarlo. Sin embargo, también descubrieron que algunas partículas eran desviadas según un gran ángulo. Incluso alguna retrocedía después del impacto, como una bola de billar al chocar con el borde de la mesa. Este importante descubrimiento indujo a Rutherford a la creación de un nuevo modelo atómico.

    Rutherford quedó sorprendido cuando observo lo que ocurría en sus experimentos de dispersión de partículas alfa por láminas metálicas muy delgadas de oro, plata, cobre...
    Las partículas alfa que eran emitidas por un elemento radiactivo, bombardeaban las laminillas y presentaban distinto comportamiento.

    La gran mayoría de partículas atravesaban la lámina sin experimentar desviación alguna y chocaban contra la pantalla de SZn evidenciándose, por el centelleo producido, su trayectoria. Algunas sufrían una desviación muy pequeña de un par de grados. Y una partícula de cada 100.000 emitidas sufría un choque que la hacía volver casi en dirección opuesta.

    Rutherford calculó el radio de giro del electrón para los átomos hidrogenoides y llegó a la siguiente expresión:

r = Z(e2/mv2)

donde Z es el número atómico, e la carga del electrón, m su masa y v su velocidad de giro.

    Calculó también la energía total del electrón (energía cinética más energía potencial) y obtuvo el valor:

E = -Z(e2/2r)
donde r puede tomar cualquier valor.

    Posteriormente investigaciones de Rutherford pusieron de manifiesto que la carga del núcleo era exactamente el número atómico multiplicado por la carga del electrón. Así, pues, si el átomo de electrones y de cargas positivas era el mismo. Teniendo en cuenta ahora que el átomo de hidrógeno, por ser el más ligero de todos, es el de número atómico igual a 1, puede pensarse que está constituido por un electrón y un núcleo de igual carga, pero de signo contrario que posee casi toda la masa del hidrógeno. Este núcleo recibió el nombre de protón y se pensó que era una partícula presente en los núcleos de todos los átomos.

    También el propio Rutherford trató de explicar por qué la masa de un átomo era aproximadamente el doble de la correspondiente al número de protones del núcleo. Llego a proponer la existencia de tantos pares (protón-electrón) en el núcleo, como faltaba para obtener el total de la masa atómica del elemento. Por tanto predijo la existencia de un número igual a la masa atómica-número atómico de pares protón-electrón sin carga. Este par fue considerado posteriormente como una partícula de masa igual a la del protón y que carecía de carga. Se le dio el nombre de neutrón y fue descubierta por Chadwick en 1932.


El Modelo Atómico de Rutherford quedó constituido por:Modelo Rutherford


    -Todo átomo está formado por un núcleo y corteza. El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño volumen, formado por un número de protones igual al número atómico y de neutrones igual a la diferencia entre la masa atómica y el número atómico, donde se concentra toda la masa atómica. Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza.


Modelo Rutherford
    -Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de cargas positivas (Z) igual al de electrones corticales.


Modelo Rutherford
    -Girando alrededor en distintas órbitas circulares o elípticas, un número de electrones igual a de protones. Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de modo que su fuerza centrífuga es igual a la atracción electrostática, pero de sentido contrario.



Crítica del modelo:

    Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros:

    - Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante y por tanto, perder energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede simplificar el problema planteado, para un electrón , que la fuerza electrostática es igual a la centrífuga.
    - Era conocida la hipótesis de Planck que no era tenida en cuenta.
    - Ya se conocían los espectros atómicos y las fórmulas de la serie de Balmer (1885) y la serie de Paschen (1908-1909) que mostraban claramente el carácter cuantizado de la energía de los electrones y de los valores de r, que tampoco tuvo en cuenta Rutherford al deducir una continuidad geométrica y una consiguiente continuidad de energía.
     - Como no se conocían los neutrones todos los cálculos anteriores incompletos.


    Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, también los cálculos.

 

 

Niels Bohr

Niels Bohr

    En 1913, el físico danés Niels Bohr propuso un modelo atómico para el átomo de hidrógeno que combina los trabajos de Planck, Einstein y Rutherford, sobre la cuantización de la energía, y que tuvo un notable éxito para predecir el espectro observado del gas de hidrógeno.

Espectro del Hidrógeno

Movimiento del electrón
    
    Bohr hizo la hipótesis de que el electrón del átomo de hidrógeno se movía en una orbita alrededor del núcleo positivo, ligado al núcleo por atracción electroestática; tomando en consideración la serie de Balmer y la serie de Paschen, pensó mucho sobre la validez de la teoría electromagnética a escala microscópica.


    La mecánica clásica permite la existencia de órbitas circulares o elípticas del electrón en este sistema, pero por sencillez, Bohr prefirió considerar órbitas circulares.

    El modelo es mecánicamente estable, ya que la fuerza de Coulomb atractiva proporciona la fuerza centrípeta necesaria para que el electrón se mueva en una circunferencia, pero es eléctricamente inestable porque el electrón se está acelerando siempre hacia el centro de la circunferencia. Las leyes de la electrodinámica predicen que esta carga acelerada radiará luz de frecuencia igual al movimiento periódico, que en este caso es la frecuencia de giro. Al perder energía en forma de radiación, la órbita del electrón será cada vez menor. Así pues, a primera vista, este modelo predice que el átomo radiará un espectro continuo y se colapsará después de un tiempo muy corto, resultado que afortunadamente no se produce.

 


Postulados:



    1- El átomo está formado por un núcleo muy pequeño donde se concentra toda la carga positiva y prácticamente toda la masa atómica. Los electrones giran alrededor del núcleo, en órbita circular, sin emitir energía.


    2- Así el electrón solo emite energía al pasar de una orbita a otra inferior, siendo esta energía un cuanto de luz.

ΔE = E2 - E1 = hv             siendo h la Cte. de Planck.

    Sin embrago para pasar de una órbita otra superior el electrón debe absorber energía. De esta forma, Bohr explica las rayas del espectro discontinuo del átomo de hidrógeno.


     3- De las órbitas dadas por el radio de Rutherford, sólo son posible aquellas en las que el momento angular orbital de los electrones esté cuantizado. Siendo su momento cinético un número entero de:

r * mv = n * h/2π           donde n = 1,2,3,...

    Con objeto de determinar los radios de las órbitas permitidas y no radiactivas, Bohr formuló una nueva hipótesis, que añadió a su modelo atómico, conocida como Principio de Correspondencia.


    Aplicando estos postulados al átomo de hidrógeno, se pueden obtener:


   · Radio de la órbita del electrón:


        De las ecuaciones del equilibrio dinámico del electrón y del tercer postulado, se     demuestra que:

            -El Radio es directamente proporcional al cuadrado del número cuántico         principal n:

              R = a0 n2

             -Se toma como unidad atómica de longitud y se denomina primer radio de         Bohr:
              a0 = 0.529 A


   · Energía del electrón según su órbita:

        Los valores posibles de la energía del átomo de hidrógeno predichos por el     modelo de Bohr resultan de la ecuación:

        Viniendo dado r por:

        Resultando:

        En donde:

        La energía del electrón, por ser negativa, crece al aumentar el valor de n. Por lo     que el electrón tendrá tanta o más energía cuanto más alejado esté del núcleo.
        El electrón, si no está excitado, se encontrará en la orbita o nivel energético     correspondiente a n=1, órbita de mínima energía o fundamental.


· Frecuencia de la radiación emitida por el electrón, al pasar a una órbita más interna:

        El electrón excitado, al terminar su excitación, caerá a una órbita de menor     energía, a saltos o discretamente, emitiendo una radiación que dará raya en el     espectro. Se tiene:

ΔE = E2 - E1 = hv

        Pero como:

        Se obtendrá:

        De donde:

        Luego:

        Siendo:         13,6/h = R cte.

        Esta constante está relacionada con la Cte. de Rydberg, por la relación:

        Siendo c la velocidad de la luz en el vacío, y recordando que:
    Resulta:

 

    El gran éxito de Bohr consistió en obtener teóricamente el valor de la Cte. de Rydberg, al razonar la ecuación de las longitudes de onda de las rayas de las series espectrales del átomo de hidrógeno.

    Pero los postulados de Bohr sólo se pueden aplicar a los átomos hidrogenoides, ya que sólo introdujo un número cuántico, el principal. Estos postulados no pueden explicar el espectro de los átomos polielectrónicos, al necesitarse de cuatro números cuánticos para cada electrón.

 

 

Mecánica Cuántica Clásica

 

A. Sommerfeld
    Hacia 1915, Sommerfeld y Wilson, independientemente uno del otro, intentaron resolver definitivamente el problema atómico fundados en los conocimientos de la mecánica clásica y sistematizando un modelo atómico con planteamientos más generales.

    Cuantizando las integrales de acción de la mecánica clásica y considerando órbitas elípticas orientadas en el espacio llegaron a la conclusión de que eran tres números cuánticos los que explicaban el comportamiento de los electrones en el átomo:

        - n: Cuantizaba la energía y el tamaño de la órbita.
        - l: Cuantizaba el momento angular total y el tamaño de la elipse.
        - m: Cuantizaba la orientación de la órbita en el espacio.

    A pesar de las correcciones relativistas, este modelo no explicaba los espectros de átomos distintos del hidrógenos ya que, al contrario del modelo de Bohr, aquí eran necesarias más rayas en el espectro.

    A toda esta doctrina se le suele llamar Mecánica Cuántica antigua que, insufienciente para explicar el átomo, vino a demostrar la necesidad de buscar conceptos nuevos para construir una teoría atómica.

    El nacimiento de la Mecánica Cuántica hacia 1925 supuso un cambio rotundo de mentalidad en el campo atómico desde puntos de vista no sólo científicos sino filosóficos muy importantes: no era posible para los átomos aplicar el determinismo de la mecánica clásica.
    Nace desde orígenes distintos e independientes:

    Heisenberg: Casi hace desaparecer en gran parte el sentido físico, debido a desarrollos matemáticos abstractos.
    Schrodinger: Tiene en cuenta la naturaleza ondulatoria del electrón.

    Esta ciencia desarrollada y sistematizada posteriormente por Born, Jordan y Dirac constituyen la base de las actuales teorías. Sus principios fundamentales son:

    - Hipótesis de Planck (1900).
    - Principio de Correspondencia de Bohr (1923).
    - Hipótesis de Louis de Broglie (1924).
    - Principio de indeterminación de Heisenberg (1927).

 

 

Mecánica Cuántica Ondulatoria

 

E. Schrödinger
Así como en los problemas de la mecánica clásica se determina un sistema en todas sus magnitudes, aquí se renuncia a la descripción detallada de los sistemas y se describen, en conjunto, mediante una función psi, Ψ, que nos dará una información suficiente y que dependerá de las coordenadas del sistema (electrón que gira) y del tiempo:

Ψ = Ψ ( x, y, z, t )

    A esta función se le llama función de estado y también función de onda, función de Schrödinger, etc.

     En el modelo atómico de Bohr las órbitas planetarias daban cuenta de la posición del electrón; en la mecánica cuántica la información se consigue mediante la función de estado Ψ a la que, por analogía con las órbitas de Borh, se ha dado a llamar Orbital Atómico.

     De acuerdo con la Matemática Estadística el producto Ψ * Ψ = Ψ2 se llama función de distribución de probabilidad y representa la probabilidad de encontrar el electrón en una zona determinada del espacio alrededor del núcleo. Con la nueva formulación se renuncia a las posiciones exactas y se habla de probabilidad de encontrar el electrón en una zona determinada.

    Con frecuencia se denomina a Ψ2 distribución de carga del electrón, ya que al girar el electrón, la frecuencia mayor o menor de su presencia a diversas distancias del núcleo viene dada por Ψ2.

     En los puntos donde Ψ2 sea grande diremos que hay gran densidad de carga o que se puede encontrar al electrón con más probabilidad en esa zona; o también que el orbital atómico al cuadrado presenta una gran densidad de carga al representarlo en un sistema de ejes cartesianos. El electrón que es una partícula discreta en el modelo de Borh, con esta teoría llega a ser una nube de carga o de probabilidad de encontrarlo en una región determinada.

    Los orbitales atómicos Ψ expresan una función que tiene utilidad matemática, mientras que los modelos probabilísticos Ψ2 tiene significado físico, puesto que representa la nube de carga del electrón en cualquier punto del espacio integrado. En lugar de las variables dinámicas de la mecánica clásica, en la mecánica cuántica se habla de observables, como la velocidad, energía, ..., a los que se les hace corresponder un operador que actuando sobre Ψ da los posibles valores del observable.

    Para un electrón el observable más importante es su energía, a la que corresponde el operador hamiltoniano que operando sobre la función de estado del electrón, nos da los posibles valores de su energía.

    Todo esto se consigue al resolver la ecuación diferencial de Schrödinger:

Ec. Diferencial de Schrödinger

     Donde E representa la energía total de la partícula y V la energía potencial de la partícula; por tanto, E-V es la energía cinética del electrón en un momento dado.

     Al resolver esta ecuación se obtiene, simultáneamente, los orbitales atómicos y los correspondientes valores de la energía del electrón.

     Cuando varios orbitales atómicos tienen valores iguales de energía, se dice que el electrón constituye un sistema degenerado, pues presenta estados diferentes del mismo electrón con la misma energía en todos.

Números Cuánticos :

     El caso más sencillo que representa la ecuación de Schrödinger es el átomo de hidrógeno, que consta de un protón y un electrón.

     Al resolverla se deduce a la vez el valor de la energía del electrón y la función de estado u orbital atómico del mismo. La expresión que permite calcular la energía resulta idéntica a la obtenida por Bohr:

     En el átomo de hidrógeno, la expresión está cuantizada exclusivamente por el número cuántico n (principal), que nunca puede valer cero ya que carecería de sentido la expresión de la energía.

     Para obtener la expresión que corresponde a la función de estado el desarrollo exige el uso de constantes, que expresan que el orbital atómico es función de dichas constantes, los llamados números cuánticos, en vez de depender de las coordenados cartesianas:

     Así como la energía del electrón del átomo de hidrógeno dependía sólo de n, sin embargo los orbitales atómicos están cuantizados por los tres números cuánticos tanto en su expresión matemática como en su representación geométrica.

     Los números cuánticos deben tomar los siguientes valores:

          n = 1, 2, 3,.∞
          l = 1, 2, 3,.∞
          ml = (-l),-(l-1),.0,.(l-1), l

     En átomos con más de un electrón la energía de cada uno depende principalmente del número cuántico principal n aunque no totalmente, ya que también depende de l e incluso de ml, si bien ligeramente.

     En un átomo polielectrónico los electrones que tienen el mismo número cuántico principal orbitan más o menos en la misma región y se dice que están en el mismo nivel o capa de energía.

     Cada nivel de electrones contiene a su vez subniveles o subcapas de energía que se designan por el número cuántico del momento angular l llamado número cuántico azimutal u orbital. Este determina el contorno general de la nube de carga asociada al electrón.

     El número de electrones que caben en cada nivel de energía es de 2n2 siendo n el número cuántico principal.

     El número cuántico ml se suele llamar del orbital magnético o espacial y cuantiza la orientación de la nube de carga en una determinada dirección que toma el átomo sometido a la acción de un campo magnético exterior fuerte.

     El orbital atómico al que podemos asociar una probabilidad electrónica o nube de carga queda, pues, cuantizada en su tamaño (n), en su forma geométrica (l), y en su orientación en el espacio (ml). De ahí que los electrones que pertenecen al mismo nivel de energía (n) y tiene el mismo subnivel (l) y el mismo valor de ml, se dice que están en el mismo orbital. Los electrones de un mismo orbital tienen iguales los tres números cu&aacmlute;nticos.

Spin del electrón:

     El electrón del átomo de hidrógeno, en su estado fundamental, esta determinado unívocamente por los tres números cuánticos: n=1, l=0, ml=0.

     Al realizar el espectro de hidrógeno, no debería haber desdoblamiento del nivel de energía ya que ml=0 es el único valor posible; sin embrago, aparecen dos niveles, lo que implica que la teoría de Schrödinger no considera algún momento angular del electrón capaz de originar el momento magnético detectado por el campo magnético y que explica el desdoblamiento de las líneas. Para explicar esto hubo que postular la existencia del spin del electrón.

     El giro orbital del electrón tiene un momento angular orbital que origina un momento magnético ya que el electrón es una partícula con carga. El momento magnético esta cuántizado por ml, número cuántico del momento angular.

     Sin embargo es incorrecto suponer que el spin del electrón es un movimiento de giro sobre si mismo que lleva asociado un momento angular de spin capaz de producir un momento magnético de spin que interacciona con el campo magnético exterior aplicado al átomo cuando se realiza su espectro.

Spin del electrón

     El número cuántico magnético de spin ms, sólo puede tomar los valores semienteros de +1/2 y -1/2.

     No guarda ninguna relación con los otros tres números cuánticos que definían el orbital atómico.

     Cuando en un mismo orbital hay dos electrones que tienen valores de ms=+1/2 y ms=-1/2 se dice que los electrones están apareados y que tienen spines opuestos o antiparalelos.

 

 


REFERENCIAS

 

Ley de Boyle_Mariotte

Transformaciones isotérmicas.
- A temperatura constante el Volumen y la Presión de un gas son magnitudes inversamente proporcionales.

 

Ley de conservación de la masa

En 1789 a partir de sus múltiples experiencias, Lavoisier dedujo la siguiente ley:
- En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.

 

Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794)

Químico francés, uno de los creadores de la química moderna. Enunció la Ley de conservación de la masa, descubrió el oxígeno y realizó la síntesis del aire ordinario. Estudió el fenómeno de la respiración demostrando la absorción del oxígeno y la prodcción de anhídrico carbónico.

 

Ley de Gay-Lussac

Gay-Lussac dedujo las relaciones sencillas que guardan los volúmenes de los gases al combinarse y enunció su ley, que dice así:
- Los vulúmenes de los gases que reaccionan entre sí guardan relación constante, que se pueden expresar por números enteros sencillos.
- Y el volumen del gas resultante en la reacción guarda relación constante y sencilla con cada uno de los gases reaccionantes, el cual es, a lo sumo, igual a la suma de los volúmenes de éstos.

 

Ley de composición constante

Cuando dos elementos se combinan para formar un tercero, estos siempre lo hacen en una proporción definida.

 

Ley de las proporciones múltiples

Ley enunciada por Dalton en 1804, que dice:
-Cuando se combinan dos elementos y de su unión pueden resultar varios compuestos, se cumple que una cantidad constante en peso de uno de ellos se une con cantidades variables del otro que guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

 

Dalton, John (1766-1844)

Físico, Químico y Matemático inglés. Descubrió y estudió el defecto visual actualmente conocido como Daltonismo, al darse cuanta de que él lo padecía. Investigó la absorción de los gases por los líquidos y formuló la ley de las proporciones múltiples. Elaboró la teoría atómica moderna, por lo que se le considera uno de los padres de la teoría atómica.

 

Higgins, William (1762/63-1825)

Químico Irlandés. Precedió a Dalton en la enunciación de la teoría atómica. En 1789 publicó los resultados de sus propios experimentos llegando a conclusiones análogas a las obtenidas por Dalton.

  

Ley de Charles-Gay-Lussac

Transformaciones Isobáricas:
-A presión constante, los volúmenes de una masa gaseosa son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas.

Transformaciones Isócoras
-A volumen constante, las presiones de una masa gaseosa son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas.

 

Einstein, Albert (1879-1955)

Uno de los más grandes físicos teóricos de todos los tiempos. Físico y Matemático alemán de origen judío. En 1921 le fue otorgado el premio Nobel de Física. En una primera etapa, estudió los fundamentos estadísticos de la termodinámica, el movimiento browniano, e hizo diversos trabajos que contribuyeron fundamentalmente a la física cuántica, destacando entre ellos el efecto fotoeléctrico; publicó su trabajo más importante sobre la teoría de la relatividad espacial.
En la segunda etapa en 1916 publicó la obra fundamento de la teoría general de la relatividad. En su última etapa, no consiguió resultados tan sorprendentes como en las anteriores y se dedicó a la búsqueda de una teoría que unificase toda la física.
Einstein revolucionó la física mediante nuevas concepciones de sus entes fundamentales: tiempo, espacio, masa y energía, dando lugar a una nueva mecánica de la cual la clásica de Newton es una aproximación válida para velocidades pequeñas comparadas con la de la luz.

 

Serie de Balmer

Una de las series espectrales del átomo de hidrógeno, observada por Johan Balmer, que resulta cuando se produce un salto desde un nivel energético superior cualquiera,m, al segundo de los niveles más bajos, n=2.

 

Balmer, Johan (1825-1895)

Físico Suizo. Estudió los espectros luminosos de los gases incandescentes y en 1885 enunció la fórmula de Balmer sobre una base totalmente empírica.

 

Fórmula de Balmer

Determina el número de ondas de la radiación correspondiente a la serie de Balmer.

R=109677'6 cm-1

 

Serie de Paschen

Tercera serie espectral del hidrógeno, observada por Friedrich Paschen, que corresponde al salto de un electrón de las capas n=4,5,. a la capa n=3. El número de onda viene dado por:
INSERTAR FORMULA m=4,5,6.
Donde R es la Constante de Rydberg. La serie de Parchen está situada en la región del infrarrojo.

 

Cte. de Rydberg

Johannes R. Rydberg y Walter Ritz generalizaron la fórmula de Balmer haciendo que fuera aplicable a los espectros de otos elementos. La fórmula de Rydberg-Ritz expresa la longitud de onda, siendo válida no sólo para el hidrógeno, sino para átomos más pesados, en los cuales todos los electrones excepto uno han sido eliminados.




R se denomina Cte. de Rydberg, que es la misma para todas las series del mismo elemento y varía sólo ligeramente y de modo regular de un elemento a otro. En el caso de elementos de gran masa R tiene el valor:
R∞=10'97373 µm-1

 

Rydberg, Johannes Robert (1845-1919)

Físico Sueco, profesor de Luna, autor de importantes trabajos acerca de la estructura y composición del espectro solar. Introdujo la constante que lleva su nombre, Cte. de Rydberg, la cual interviene en espectroscopia.

 

Rutherford, Ernest (1871-1937)

Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de Química en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos.

 

Geiger, Hans (1882-1945)

Físico Alemán, famoso por que en 1913 inventó el contador de partículas o contador Geiger, que perfeccionó con la colaboración de Müller, construyendo en 1928 el llamado contador Geiger-Müller. Estudió además, junto con Mardsen, la dispersión de las partículas alfa y, junto con Rutherford, determinó el período radiactivo del radio.

 

Mardsen, Sir Ernest (1889-1970)

Fue alumno y colaborador de Rutherford en Manchester. En 1911 observó junto a Geiger la desviación sufrida por algunas partículas alfa al golpear una lámina metálica; lo que constituye un ejemplo de las conclusiones fundamentales obtenidas de la observación del fenómeno Scattering o Difusión Neclear.

 

Maxwell, James Clerck (1831-1879)

Físico Escocés, autor de importantes trabajos sobre la teoría cinética de los gases y el electromagnetismo. En sus primeras investigaciones aplicó el cálculo de probabilidades a la teoría cinética de los gases, estableciendo junto a otros científicos, las bases de la mecánica estadística. Posteriormente se interesó por la teoría electromagnética, formulando sus ecuaciones básicas. Afirmó que la naturaleza de los fenómenos luminosos era la misma que la de los electromagnéticos, demostrando que ambos se propagan a la velocidad de la luz.

 

Sommerfeld, Arnold (1868-1951)

Físico Alemán. Profesor en Gotinga y Munich. Se especializó en espectrografía y en Física Atómica. Son notables sus estudios sobre la teoría atómica de Bohr, la cual modificó aplicando la teoría cuántica.

 

Wilson, Charles Thomson Rees (1869-1959)

Físico Inglés. Trabajó en el laboratorio Cavendish en Cambridge, donde fue profesor y socio de la Royal Society y obtuvo el premio Nobel de Física en 1927.
Wilson se dedico alas investigaciones referentes a los iones que actúan en el aire con núcleos de condensación del vapor de agua dando lugar a las precipitaciones atmosféricas en el aire sobresaturado de vapor.
Mientras realizaba estos estudios ideó la cámara de niebla de Wilson, instrumento que ha resultado de excepcional utilidad en la investigación de los fenómenos nucleares; basta citar la detección fotográfica de la desintegración de átomos con partículas alfa y del descubrimiento del electrón positivo, el protón (1932).
La cámara de Wilson ha sido esencial para las investigaciones sobre los rayos cósmicos y las partículas elementales.

 

Partículas Alfa

Partículas nucleares emitidas por algunos núcleos radiactivos pesados. Estos núcleos están formados por dos protones y dos neutrones. Su emisión da origen a la radiación Alfa.

 

Neutrón

Partícula elemental de masa 1'67 x 10-24 gr, carga eléctrica nula y spin igual a 1/2. Fue descubierto en 1932 por Chadwick, como consecuencia de los estudios realizados por varios científicos, sobre las reacciones nucleares producidas al bombardear núcleos ligeros con partículas alfa. Los neutrones, junto con los protones, integran los núcleos atómicos y reciben el nombre común de nucleones. Los neutrones libres son partículas que se desintegran dando un electrón, un positrón y un neutrino; sin embrago, los neutrones en el núcleo atómico son estables.

 

Chadwick, Sir James (1891-1974)

Físico Inglés. Fue discípulo de Rutherford y se especializó en el estudio de las desintegraciones producidas al bombardear la materia con partículas alfa, descubriendo la existencia del neutrón, lo que hizo posible precisar la estructura del núcleo atómico.
Recibió el premio Nobel de Física en 1935.

 

Positrón

Antipartícula del electrón, descubierta por D. C. Anderson al bombardear núcleos atómicos con radiación cósmica. El Positrón había sido predicho anteriormente por Dirac en 1928. Tiene una vida media muy breve, pues interacciona muy rápidamente con un electrón, aniquilándose ambas partículas.

 

Dirac, Paul Adrien Mourice (1902-1984)

Físico Británico. Estudió ingeniería en la universidad de Bristol y se doctoró en Física en Cambridge. En 1925 dio una nueva formulación de la mecánica cuántica partiendo del álgebra conmutativa como base. Es autor de una teoría sobre el electrón formulada en 1929, la cual asignaba un spin al electrón y predecía la existencia de una nueva partícula: el positrón (confirmado por Anderson 1932). En 1930 trabajó en la cuantificación del campo electromagnético. En 1933 le fue otorgado el premio Nobel de Física junto con Schrödinger.

 

Neutrino

Partícula subatómica con carga y masa nula, y spin 1/2, que viajan siempre a la velocidad de la luz. Los neutrinos son los corpúsculos más fugitivos e imperceptibles que existen.

 

Born, Max (1882-1970)

Físico Alemán. En 1935 huyó de su país por motivos políticos. Se dedicó a la física atómica, teoría de redes cristalinas y mecánica cuántica. En 1954 le fur concedido el premio Nobel de Física.

 

Jordan, Ernest Pascual (1902-1980)

Físico Alemán. Nació en Hannover, realizó importantes estudios sobre la relatividad y la mecánica cuántica y formuló a base de sus estudios en cosmología y biología, una teoría del conocimiento.

 

Principio de Correspondencia

Este fue enunciado por Bohr en 1923 y dice lo siguiente:
-Las expresiones de la mecánica cuántica deben coincidir en el límite de ciertas magnitudes, a los resultados ya probados de la mecánica clásica.

 

Hipótesis de Louis Broglie

Fue enunciada por Louis V. de Broglie en 1924 y dice así:
-Todas las partículas elementales pueden considerarse como corpúsculos o como ondas, con una longitud de onda asociada.

 

Stoney, George Johnstone (1826-1911)

Físico Irlandés al que se le debe la introducción del concepto de electrón. Se dedicó al estudio de los espectros y al de la estructura atómica. Fue partidario de la estructura discreta de la electricidad y dió el nombre de electrones a los portadores de la misma, determinando su carga por medios teóricos.

 

Faraday, Michael (1791-1867)

Físico y químico inglés, uno de los más famosos de su época. Se considera el fundador de la electroquímica y del electromagnetismo. Sus descubrimientos más importantes son:
- Las corrientes de inducción.
- Ley de las descomposiciones químicas en la electrólisis.
- Las acciones de los imanes sobre la luz polarizada.

 

Millikan, Robert Androws (1868-1953)

Físico y Químico Norteamericano. En 1913 recibió el premio Nobel de Física. Logró determinar cuantitativamente la carga eléctrica del electrón, mediante un experimento que se conoce con el nombre del experimento de Millikan o experimento de la gota de aceite.

 

Geissler, Heinrich (1814-1879)

Mecánico y Físico alemán. Inventó los tubos que llevan su nombre, que se utilizan en el vaporímetro y en otros muchos instrumentos de uso industrial.

 

Goldstein, Eugen (1850-1930)

Profesor de física en la universidad de Berlín, fue el encargado, por la academia alemana de ciencias, de dirigir las investigaciones relativas a las descargas en los gases rarificados.
En 1876 introdujo la expresión de "rayos catódicos", señalando la naturaleza negativa de su carga. Finalmente, en 1886, descubrió los rayos positivos o rayos canales.

 

Schrödinger, Edwin (1887,1961)

Físico austriaco. Profesor en distintas universidades y uno de los creadores de la mecánica ondulatoria, a la que dio un valioso impulso con su ecuación para representar la propagación de las ondas de De Broglie en un potencial cualquiera. Demostró la equivalencia entre la mecánica de matrices de Heisenberg y la ondulatoria. Fue partidario de la interpretación probabilística de la mecánica cuántica. En 1926 formuló la ecuación fundamental de la mecánica cuántica, ecuación de Schröndinger, que describe la forma de las ondas de probabilidad o funciones de onda de las partículas, teniendo en cuenta la influencia de los potenciales externos.

 

Ecuación de Schrödinger :

Ecuación fundamental de la mecánica cuántica, formulada en 1926 por Schrödinger. Describe la forma de las ondas de probabilidad o funciones de onda de las partículas, teniendo en cuanta la influencia de los potenciales externos. La ecuación diferencial de Schröndinger tiene la forma:
                                                  
           Donde E representa la energía total de la partícula y V su energía potencial; por tanto E - V es la energía del electrón en un momento dado.
           Al resolver esta ecuación se obtiene, simultáneamente, los orbítales atómicos y los correspondientes valores de energía del electrón.

 

Electrón:

Partícula elemental estable cuya masa m es 0'911 x 10-13 Kg, tiene una carga negativa e de 1'602x10-19 C y un spin igual a 1/2. Forma la corteza de todos los átomos, siendo el responsable de las propiedades químicas de los mismos, y es en la mayoría de los casos el constituyente de la corriente eléctrica. El electrón se descubrió al estudiar la descarga eléctrica a través de gases enrarecidos.

 

Spin:

Momento angular intrínseco de una partícula elemental o de un núcleo atómico. Cada partícula posee un determinado valor de Spin, el cual está cuantificado y es igual a un múltiplo entero o semientero de h (h = Cte. Planck/2π ).

 

Cte. de Planck (h):

Constante física fundamental que interviene en la formulación matemática de la mecánica cuántica. El valor de la Cte. de Plank es: h = 6'626196·10-34 J·s. Generalmente se utiliza la Cte. de Plank racionalizada, h, que es igual a h/2π .

 

Planck, Max (1858-1947)

Físico alemán, cuyas teorias constituyen la base de la mecánica cuántica. Sus estudios sobre los problemas de la radiación del cuerpo negro, le llevaron a formular la teoría correcta (en 1900) en la que demostraba la discontinuidad de los procesos de emisión o absorción de energía. Sus teorías constituyeron el punto de partida para el desarrollo de la mecánica cuántica. En 1918 le fue concedido el premio Nobel de Física por sus trabajos sobre la radiación del cuerpo negro.

 

Hipótesis de Planck:

Para poder explicar la emisión o absorción de energía radiante por los cuerpos negros, en 1900 Planck formuló su hipótesis que dice:

      -La energía de emisión o absorción no era continua sino en forma de cuantos de energía siendo la energía de un cuanto E=h*v, donde h es la constante de Planck y v la frecuencia de la radiación.

 

Heisenberg, Wernes Korl (1901-1976)

Físico alemán, profesor en la universidad de Leipzig y a partir de la Segunda Guerra Mundial, director del instituto Max Plank. Heisenberg formuló la mecánica cuántica en términos matriciales (1925), por lo que en 1932 le fue concedido el premio Novel de Física. En 1927 formuló el conocido Principio de Indeterminación.

 

Principio de Indeterminación :

Fue enunciado por Heisenberg en 1927 y dice:
-Es imposible conocer simultáneamente con exactitud la posición y la velocidad de una partícula elemental.

 

Bohr, Niels (1885-1962)

Físico Danés, fue discípulo de J.J.Thomson y de Rutherford. Se le deben trabajos fundamentales sobre física atómica, mecánica cuántica y escisión nuclear. En 1922 fue premio Nobel de Física, y en 1957 recibió el premio Átomos por la Paz. Es autor de una de las teorías básicas sobre la estructura del átomo.

 

Thomson, Joseph John (1856-1940)

Físico Británico. Estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los gases. Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa. En 1906 le fue concedido el premio Nobel por sus trabajos.

 

Protón

Partícula elemental de masa 1'6729 x 10-24 gr, con carga eléctrica positiva, igual a la del electrón, y de spin igual 1/2. Forma parte del núcleo y es uno de los principales constituyentes de los rayos cósmicos.

 

Paschen, Friedrich (1865-1947)

Físico Alemán, profesor en las universidades de Tubinga, Bonn y Berlín. Se dedicó principalmente a la espectrografía y a la física cuántica. Estudió el espectro del hidrógenos descubriendo las dos primeras rayas de la serie que lleva su nombre, serie de Paschen. Junto con Back llegó a deducir el efecto Paschen-Back a partir del efecto de Zeeman. Investigó la descarga eléctrica a través de gases enrarecidos y anunció la ley que lleva su nombre.

 

Efecto Paschen-Back

Reagrupamiento de cargas espectrales del efecto de Zeeman anómalo formando el triplete caraterístico del efecto Zeeman normal. Este sucede cuando se somete a los átomos a un campo magnético externo e intenso.

 

Efecto Zeeman

Este consiste en el desdoblamiento de las rayas espectrales cuando se coloca un átomo en el interior de un campo magnético externo.
La observación del desdoblamiento de las rayas espectrales en tres rayas componentes por la acción de un campo magnético, una de frecuencia superior, otra de frecuencia inferiror y una tercera sin variación, proporcionó una de las estimaciones iniciales de la relación carga-masa del electrón. El desdoblamiento de una raya espectral en tres componentes por efecto de un campo magnético se denomina efecto Zeeman normal, mientras que la descomposición más común en más de tres componentes se denomina efecto de Zeeman anómalo.

 

Gay-Lussac, Joseph-Louis (1778-1860)

Físico y Químico Francés. Estudió en la Escuela Politécnica, de la que más tarde fue nombrado profesor de química (1809). Al mismo tiempo enseñaba Física en la Sorbona y desde 1832 fue profesor de química en el Jardin des Plantes.
En sus priemros trabajos se ocupó de las propiedades físicas de los gases, realizando también numerosos trabajos que abarcan todos los campos de la química.
Gay-Lussac enunció en 1802 la ley de la dilatación de los gases, que establece relaciones definidas entre el volumen y la temperatura de una masa gaseosa.
En 1808 atrajo la atención de sus contemporáneos con las investigaciones sobre la combinación química de las sustancias gaseosas, investigaciones que se revelaron como fundamentales para comprender los fenómenos químicos.
Comprobó las variaciones de intensidad del campo magnético terrestre en relación con la altura y la latitud.

 

De Broglie, Louis Victor (1892-1987)

Louis Victor Pierre Raymond duc de Broglie, fue profesor de la facultad de ciencias de la universidad de París y miembro de la Royal University de Londres. Obtuvo el premio Nobel de Física en 1929. Se doctoró en ciencias en la Sorbona en 1924 presentado un importante estudio en el que expuso su teoría sobre las ondas de materia, que daría origen a la mecánica ondulatoria posteriormente desarrollada por Schrödinger. En un intento de compaginar las dos teorías físicas de la luz (corpuscular y ondulatoria) postuló que los electrones y demás partículas en movimiento están dotados de propiedades como si cada partícula, al moverse, poseyera una onda asociada.