Download el electrón y el modelo mecano cuántico

EL ELECTRÓN Y EL MODELO MECANO CUÁNTICO
APRENDIZAJE ESPERADO: Describe investigaciones científicas clásicas o contemporáneas
relacionadas con el modelo Mecano – Cuántico.
INSTRUCCIONES:
1.- Lea atentamente este texto, subrayando en cada párrafo las ideas principales, busque
en el diccionario las palabras que no entienda
2.- Luego desarrolle la guía de trabajo formativo
Descubrimiento del núcleo atómico. Pocos meses después del descubrimiento de los rayos X,
el físico francés Henri Becquerel (1852 – 1908) observó que unas placas fotográficas se
ennegrecían en contacto con cierta radiación que emitían algunas sales de uranio. A este
hallazgo le siguieron otros realizados por Marie Curie (1867 – 1934) y Pierre Curie (1859 –
1906), quienes aislaron otros dos elementos que emitían el mismo tipo de radiación: el polonio y
el radio.
A estos elementos se les llamó elementos radiactivos; los átomos que los conforman se
desintegran espontáneamente, produciendo diferentes tipos de radiaciones: alfa, beta y gamma
Las emisiones alfa corresponden a núcleos de helio, con carga positiva; las beta son
electrones con carga negativa; y las gamma, radiaciones electromagnéticas sin carga.
El conocimiento de las emisiones radiactivas sirvió para postular un nuevo modelo
atómico.
En 1904, se hicieron una serie de experimentos con el fin de comprobar el modelo atómico de
Thomson. Uno de ellos consistió en impactar una lámina de oro muy delgada, de 0,00004cm de
espesor, con partículas alfa que provenían de un elemento radiactivo. Se observó que la mayoría
de las partículas atravesaban la lámina en línea recta, y que solo una pequeña fracción de ellas
se desviaba en ángulos mayores a los 90 grados.
Para interpretar los resultados de este experimento, tuvo que modificarse el Modelo de
Thomson.
En 1909, Ernest Rutherford (1871 – 1937) consideró que toda la masa de un átomo y su
carga positiva se concentraría en un espacio muy pequeño, al que llamó núcleo atómico;
alrededor de él, ocupando todo el volumen del átomo, se encontrarían los electrones. La
carga negativa de los electrones contrarresta la carga positiva del núcleo, por lo cual el átomo
es neutro.
Descubrimiento del neutrón. Se sabe que un modelo científico sirve para explicar los
fenómenos observados, al mismo tiempo que para predecir nuevos acontecimientos. Así fue
como Rutherford, basándose en el conocimiento de que la partícula alfa tenía una carga +2 (2
protones) y una masa 4 veces mayor a la del protón, y que la masa de los electrones era
muchísimo menor a la de los protones, predijo además que el átomo debiera estar formado por
partículas neutras, sin carga y con una masa cercana a la del protón.
Años más tarde, en 1932, el inglés James Chadwick (1891 – 1974) comprobó, al bombardear
átomos de berilio con partículas alfa de alta energía, la emisión de partículas neutras: los
neutrones.
CONSECUENCIAS DEL MODELO ATÓMICO DE ERNEST RUTHERFORD
En la primera década del siglo XX, el científico inglés H. Moseley midió la carga nuclear de
varios elementos químicos. Sus resultados permitieron asignar un número atómico a cada uno
de los elementos. El número atómico (Z) de un elemento químico representa la carga nuclear
positiva de sus átomos, es decir el número de protones contenidos en el núcleo. Así, un
elemento se caracteriza por su número atómico y si el átomo es neutro, este valor coincide
con el número de electrones.
Número Másico (A): corresponde al número de nucleones (partículas nucleares) que
contiene, es decir, la suma de los protones más los neutrones presentes en el núcleo atómico.
A = Z (número de protones) + N (número de neutrones)
De la expresión se deduce que la cantidad de neutrones es igual a:
N=A–Z
LOS ISÓTOPOS: ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO PUEDEN SER DIFERENTES
En 1920 Francis W. Aston inventó el espectógrafo de masa, un instrumento empleado para
determinar con gran exactitud las masas atómicas. Con este instrumento se demostró que
algunos núcleos de un mismo elemento (igual Z) tienen masas diferentes. Se les llamó isótopos
a los átomos de un mismo elemento con diferente masa atómica (diferente A).
Para simbolizar el isótopo de un elemento se indica su número atómico Z, que identifica al
elemento y su número másico A, que identifica al isótopo
Existen tres isótopos naturales del hidrógeno: Propio, Deuterio y Tritio
UNA NUEVA CONCEPCIÓN DE LA MATERIA: TEORÍA MECÁNICO – CUÁNTICA.
De la Física clásica a la Física Cuántica
Algunos de los hechos, cuyas interpretaciones constituyen la antesala del nuevo modelo
atómico, fueron: la radiación electromagnética, el efecto fotoeléctrico y los espectros de
emisión.
 Radiación electromagnética. Imagina que tienes un cuerpo caliente, como por ejemplo
el filamento metálico de una ampolleta. A la energía que emite la llamamos energía
radiante o radiación electromagnética, que tiene una amplia gama de longitudes de
onda.
En 1900, el físico alemán Max Planck (1858 – 1947) revolucionó los conceptos de la
época al explicar el fenómeno de la energía radiante. Cuando la Física clásica postulaba
que la energía podía ganarse o perderse ininterrumpidamente, es decir, en forma
continua, Planck propuso que los átomos y moléculas podían emitir o absorber energía
solo en cantidades discretas, (en números enteros múltiplos de cantidades bien
definidas) a las que llamó cuantos de energía. Fue James Maxwell, en 1873, quien
demostró teóricamente que la luz visible contaba con ondas electromagnéticas y que
además era capaz de transportar energía.

Efecto fotoeléctrico. Otro fenómeno que la Física clásica no había podido resolver.
Este se produce cuando un haz de luz, con una frecuencia determinada, choca sobre la
superficie de un metal. Cuando la frecuencia de la radiación sobrepasa cierto valor
mínimo, característico para cada metal, se emiten desde él electrones a cierta velocidad.
En 1905, Albert Einstein (1879 – 1955) explicó este fenómeno apoyándose en la teoría
de los cuantos. Él consideró la luz constituida por pequeñas partículas a las que llamó
fotones; según la Física clásica, la luz tenía una naturaleza ondulatoria. Para Einstein,
los fotones transportan una cantidad determinada de energía, según la relación de
Planck E= h x v, y postuló que los fotones, al chocar con un electrón de la lámina
metálica, le ceden su energía totalmente. De esta forma, se vencen las fuerzas de unión
electrón- metal, logrando que los electrones escapen del metal.
Espectros de emisión. Sabemos que la luz visible está compuesta de una gama de
colores continuos que van desde el color violeta al rojo y se llama espectro continuo.
Tú lo puedes utilizamos como fuente de luz aquella que proviene de un tubo de
descarga que contiene en su interior algún gas, el resultado obtenido es diferente.
Cuando el tubo tiene hidrógeno, en lugar de verse los colores del arco iris, se observan
solo cuatro líneas coloreadas y aisladas, llamadas espectro de líneas.
Actualmente, sabemos que cada elemento químico tiene un espectro característico que
puede servir para identificarlo. Así como en el mundo no hay dos personas con huellas
digitales idénticas, tampoco hay dos elementos con espectros iguales. Como el espectro
de emisión es una propiedad de los átomos, también se llaman espectros atómicos.
Hacia el modelo Mecánico – Cuántico.
A principios del siglo XX, la comprensión de los conceptos físicos antes mencionados,
consiguieron poner en duda el modelo atómico propuesto por Rutherford.
En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885 – 1962), teniendo en cuenta algunos conceptos de
la Física clásica y de la Teoría de los Cuantos de Planck, fue capaz de postular un nuevo
modelo para el átomo de hidrógeno.
Es a partir de este modelo que la “preocupación” principal se centra en “explicar” cómo se
comporta el electrón, en el átomo. Cómo se mueve, que trayectoria sigue alrededor del núcleo
atómico, etc.
Postulados del Modelo de Bohr.
 En el átomo de hidrógeno existe un número de órbitas permitidas o estados
estacionarios, en los que el electrón puede girar sin emitir energía, es decir,
haciendo del átomo un sistema estable.
 Cuando el átomo absorbe o emite energía en forma de radiación, el electrón se
mueve de una órbita a otra.
 Dentro de las órbitas permitidas o estados estacionarios, los principios de la
Física clásica son válidos, pero cuando el electrón salta de una de estas órbitas
a otra (emisión o absorción de radiación), el proceso es controlado por la teoría
cuántica de Planck y Einstein.
 Los diferentes estados estacionarios quedan descritos por un número entero,
llamado número cuántico principal (n).
El modelo de Bohr explica perfectamente el espectro atómico del hidrógeno, un átomo formado
por un protón y un electrón, pero no es aplicable a la explicación de los espectros de átomos que
contienen más de un electrón: los átomos polielectrónicos.

Naturaleza y comportamiento del electrón.
En 1924, el físico francés Louis De Broglie (1892 – 1977), considerando los argumentos de
Einstein sobre la naturaleza ondulatoria de la luz que presentaba también características de
partícula, lo llevó a hacer la siguiente consideración inversa: “¿Por qué los electrones de
naturaleza probada como partículas, no pueden tener también características de onda?” Aún
más, “¿Por qué no podría llegar toda la materia a presentarse como ondas?” Así, De Broglie
propuso que una partícula de masa m, como el electrón, que está en movimiento, tiene una onda
asociada.
En 1927, tras una serie de experimentos que impulsaron el desarrollo del microscopio
electrónico, la hipótesis de De Broglie pudo ser confirmada experimentalmente. Esta hipótesis
logró aclarar las condiciones cuánticas del modelo de Bohr.
. Sabemos que el sistema responde de una o de otra forma: si estamos observando un
comportamiento ondulatorio, responderá como onda y si lo que vemos es un comportamiento de
partícula, lo hará como tal.
La discrepancia entre un modelo científico y la experiencia es un hecho característico en la
búsqueda de nuevos conocimientos en la historia de la ciencia. En el caso de la Química, tratar
de explicar el espectro y otras propiedades de átomos distintos del hidrógeno, requiere del uso
de un modelo más complejo: el Modelo Mecánico- Cuántico del átomo.

Principio de incertidumbre de Heisenberg.
De acuerdo al modelo de Bohr, el electrón del átomo de hidrógeno gira en torno al núcleo en una
trayectoria bien definida, de modo que su posición y cantidad de movimiento son magnitudes que
podrían calcularse con toda precisión y en todo instante.
Sin embargo, en 1926, Werner Heisenberg (1901 – 1976) sostuvo que no era posible tal
descripción. Él decía: “Es imposible conocer simultáneamente la posición, el momento lineal
(masa por velocidad) y la energía de una partícula. Cuanto más exacta sea la determinación de
una de ellas, más inexacta será la de la otra”. Esta hipótesis se conoce hoy con el nombre de
principio de incertidumbre de Heisenberg. A medida que se determina la posición con más
exactitud, la cantidad de movimiento se hace más imprecisa.
NÚMEROS CUÁNTICOS
En 1927, el físico austriaco Erwin Schrodinger (1887 – 1961) describió el comportamiento del
electrón en un átomo, de acuerdo a consideraciones estadísticas.
Schrodinger consideró que la trayectoria definida del electrón ( en órbitas), según Bohr, debe
sustituirse por la probabilidad de hallarlo en una zona dada del espacio atómico; esta
probabilidad es también la densidad electrónica, de modo que las regiones donde existe una alta
probabilidad de encontrar al electrón (orbitales atómicos), son las zonas de alta densidad
electrónica.
Con la teoría de Erwin Schrodinger queda establecido que los electrones no giran en órbitas
alrededor del núcleo tal como lo había propuesto Niels Bohr, sino que en orbitales, que
corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo donde hay una alta probabilidad de
encontrar a los electrones.
Bajo este planteamiento, los estados de energía permitidos para el electrón en el átomo,
llamados orbitales, quedan descritos por medio de cuatro números cuánticos:
 Número cuántico principal (n). Esta relacionado con la energía del electrón. Los valores
que puede adoptar están limitados a los números naturales: 1,2,3,4, etc.

Número cuántico secundario (l). Designa la forma del orbital. Los valores teóricos que
toma dependen del valor de n, van desde 0, 1, 2….(n- 1). Por ejemplo si n = 3, l puede
tomar solo los valores enteros 0, 1, 2, ya que 2 es el resultado de 3 – 1 (n – 1).
Se acostumbra simbolizar con letras los valores numéricos que puede tomar el número
cuántico l, según:
Número
cuántico
secundari
o
Nombre
del orbital
0
1
2
3
4
s
p
d
f
g
Los orbitales que tienen el mismo n, reciben el nombre de nivel y los orbitales que tienen
igual n y l, reciben el nombre de subnivel.

Número cuántico magnético (ml). Está relacionado con la orientación “magnética” del
orbital en el espacio. Sus valores numéricos dependen de l. Van desde - l a + l, pasando
por cero. Así por ejemplo si l = 2, los valores de m = -2, -1, 0, +1, +2. De manera que el
subnivel d tiene 5 orbitales.

Número cuántico de espín (s). Corresponde al giro del electrón sobre su propio eje, el
cual puede tener dos sentidos: en la dirección de los punteros del reloj y en el sentido
inverso. Este número cuántico puede tomar sólo los valores + ½ o - ½ . El número
cuántico de espín no deriva de la ecuación de Schrodinger, sino que fue descubierto en
1925 por George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit, y se introdujo para que la teoría fuera
consistente con la experiencia. Como el electrón es una partícula cargada, se comporta
como un pequeño imán, por lo que se dice que el electrón tiene un espín o giro.
Los números cuánticos descritos sirven para expresar la situación energética de cada electrón
en un átomo.
El Modelo Atómico Mecánico – Cuántico es una teoría que, hasta el momento, explica con
éxito la periodicidad de los elementos químicos en la Tabla Periódica, así como varias de
las propiedades de los átomos.
ENERGÍA Y CAPACIDAD DE LOS ORBITALES ATÓMICOS
Los niveles de energía para el átomo de hidrógeno dependen exclusivamente del número
cuántico principal n, de manera que todos los subniveles tienen la misma energía.
En cambio, el diagrama de energía de los átomos polielectrónicos, átomos con más de un
electrón, depende de los valores de los números cuánticos principal (n) y secundario (l). Para
obtenerlo, se considera que el conjunto de números cuánticos que describen al átomo de
hidrógeno son válidos también para los átomos polielectrónicos. Así se tiene una idea cualitativa
de cómo van variando los niveles de energía: aumentan progresivamente a partir del nivel 1s.