© Mario Izquierdo
Uno de los primeros pasos dado por los científicos fue la clasificación de las sustancias químicas.
· Lavoisier clasificó la sustancias en:
· Dalton en 1808 comenzó a establecer otro criterio. decía que "un elemento es la sustancia que tiene todos sus átomos iguales", entendiendo por átomo -en aquella época- como la partícula más pequeña en que se podía dividir la materia.
Desde Dalton, el átomo es la unidad mínima, teniendo cada átomo una masa diferente, y para diferenciarlos les coloca un símbolo que los identifica.
Por otro lado, existían relaciones entre la masa de los átomos y sus propiedades lo que motivó su ordenación, viéndose que aparecía una periodicidad de los diferentes elementos resultando en lo que conocemos como Tabla Periódica de los Elementos.
La teoría atómica de Dalton afirmaba que:
La idea de Dalton de que los átomos eran iguales para toda la materia se vino abajo cuando poco después se descubrieron otras tres nuevas partículas elementales: el electrón (1897), el protón (1919) y el neutrón (1932). Estas tres partículas se diferencian por su masa y su carga:
| e- | = | 9.1094·10-28 gr | = | 1.6020·10-19 C | ---- | Carga negativa |
| + | = | 1.661·10-24 gr | = | 1.6020·10-19 C | ---- | Carga positiva |
| o | = | 1.661·10-24 gr | = | 0 C | ---- | Sin Carga |
Actualmente se conocen además de estas, otras partículas que proceden del cambio masa y energía.
· Roentgen descubrió los rayos X a través del siguiente experimento:
Hizo incidir electrones a alta velocidad contra un cuerpo metálico, el resultado fue una radiación electromagnética de una longitud de onda de 10-10 m. Dado que es una radiación electromagnética no transporta carga eléctica y, por tanto, no los desvían de su trayectoria rectilínea los campos eléctricos ni magnéticos, además son capaces de penetrar en la materia, excepto en los metales pesados.
· Becquerel, en 1896 descubrió la radioactividad natural, que más tarde sería investigada por los esposos Curie (1867-1934), Pierre Curie (1859-1906), Debierne (1874-1949), Rutherford (1871-1937), Sodd y otros.
La primera sustancia en la que se observó esta propiedad fue la pechblenda (mineral de uranio), y poco después, los esposos Curie encontraron que todos los minerales de Uranio y Torio la poseían. Igualmente, todos los compuestos de Radio Y Actinio son radioactivos.
Dicha propiedad se debe al Uranio, Torio, Actinio o Radio, ya que aislando dichos metales de sus compuestos la propiedad se mantiene. Así, por ejemplo, el Cloruro de Radio es radioactivo, pero si se descompone en Cloro y Radio, se observa que el Cloro, no es radioactivo y el Radio si.
Estos investigadores encontraron que la pechblenda emitía espontáneamente una radiación que tenía, entre otras, las siguientes propiedades:
Cuando se coloca una muestra de un metal radioactivo compuesto químico de dicho metal, dentro de un soporte de paredes gruesas, y normalmente al mismo se coloca una placa fotográfica, intercalando un campo eléctrico, la radiación se escinde o se separa en tres, como se comprueba por los choques que aparecen en la cámara fotográfica.
A la radiación que se desvía hacia el polo positivo del campo eléctrico se le denomina beta (β); a la que lo hace hacia el campo negativo alfa (α); y a la que no sufre desviación, gamma (γ). Rutherford y Royds, en 1909, al investigar más tarde la naturaleza de dicha radiación, demostraron que la radiación α estaba formada por partículas materiales cargadas positivamente. Cada partícula era un ión positivo de Helio (He).
Las partículas α salen del núcleo a una velocidad del orden de 20.000 Km/s. Poseen pués, gran energía y son capaces de atravesar láminas de aluminio de 0.1 mm. de espesor.
Al descubrirse en 1932 el neutrón, se comprobó que cada ión de He (partícula α) se componía de dos protones y dos neutrones.
Las radiaciones α son electrones que salen del núcleo a velocidades próximas a la de la luz. Poseen menos energía que las partículas α pero son más penetrante.
Las radiaciones γ son ondas electromagnéticas análogas a las de la luz, pero de menor longitud de onda, son fotones de gran energía.
· LLegado a este punto, ya se conocían los electrones, protones y neutrones, pero ¿cómo se combinan (referido al nº. de partículas que posee el átomo y su disposición)?. Las siguientes teoría tratarían de explicar esto:
- Rutherford elaboró uno de los primeros modelo atómicos en 1909. Su experimento consistió en bombardear una lámina de Au muy delgada de 4·10-4 mm, con partículas α, observando que la mayor parte atravesaba la lámina, unas se desviaban y otras no. Las que se desviaban era 1 de cada 20.000 partículas. Partiendo de estas observaciones elaboró la siguiente hipótesis: si atraviesan la materia es que esta debe tener lugares vacios, pero el hecho de algunas se desviaran sólo se podía explicar por el choque contra una partícula de gran masa y elevada carga positiva. Esto hizo suponer a Rutherford que toda la masa positiva del átomo estaba concentrada en un pequeño gránulo donde residía además la casi totalidad de la masa, era el núcleo.
El átomo estaba lejos de ser la esfera de carga y masa uniformes que Thompson había propuesto. Los datos experimentales indicaban que el radio del núcleo era 10.000 veces menor que el étomo, pués estaba prácticamente huco.
Los cálculos de dispersión de las partículas α por diferentes átomos demostraron que el número de cargas elementales en el núcleo (número de protones) coincidía con el número de orden del elemento en la tabla periódica. Como el peso atómico de los elementos tenía un valor mucho mayor que el calculado a base de los protones del núcleo, Rutherford sugirió que en los núcleos de los átomos deberían existir otras partículas de masa casi igual al protón, pero sin carga eléctrica, por lo que las denominó neutrones.
- Chadwick, en 1932, descubrió el neutrón, tras realizar una serie de experimentos sobre radioactividad artificial. Identificó a las partículas producidas al bombardear el Berilo (Be) con partículas α, como los neutrones predichos por Rutherford. El modelo de Rutherford tenía algunos fallos de gran importancia, uno de ellos era que estaba en contradicción con las leyes electromagnéticas clásicas, ya que, según estas el electrón al girar tenía que emitir energía radiante, con ello iría perdiendo energía, siendo atrapado al final por el núcleo. Además, tampoco explicaba los espectros obtenidos de los átomos, que son discontínuos y formados por rayas luminosas de unas frecuencias características.
- Espectros atómicos y modelo cuántico de Bohr. Tres han sido las fuentes principales de datos que han permitido el conocimiento del átomo: las descargas eléctricas en tubos de vacio, la radioactividad y los espectros atómicos. El estudio de estos fenómenos permitió el descubrimiento de las partículas elementales, la existencia del núcleo y la estructura cortical del átomo respectivamente.
Si un elemento, en estado gaseoso, se calienta o se excita por una descarga eléctrica, emite una radiación que es su espectro atómico de emisión. Los espectros atómicos no son contínuos sino que están constituídos por rayas luminosas de frecuencias definidas, separadas por zonas oscuras. Cada elemento da lugar a un espectro propio. El espectro es como la huella dactilar del elemento, de forma que puede utilizarse para identificarlo.
El espectro del H es el más sencillo de todos los elementos, en 1885 Balmer ya lo había descubierto, respondiendo a la fórmula:
| ┌ | ┐ | ||||
| ν | = | R | │ | 1/4 - 1/n2 | │ |
| └ | ┘ |
Las frecuencias de las distintas líneas lumnosas se obtenía dando a 'n' valores enteros a partir de 3 (si no fuera así ν sería < 0, es decir, n = 3, 4, 5 ...
Todos los intentos que se hicieron para interpretarlo teóricamente, para hallar el porqué de la fórmula de Balmer, no tuvieron éxito.
Bohr en 1923, explicó el espectro del hidrógeno. Para ello, aplicó al modelo de Rutherford la 'teoría cuántica' dada por Max Planck en 1900.
Planck, estudiando la luz emitida por la materia al calentarse, llegó a la conclusión de que la materia no es divisible indefinidamente, sino que existen últimas porciones de energía, a las que denominó 'cuantos'. La radiación emitida o absorbida por un cuerpo, sólo puede ser un número entero de cuantos. Cinco años más tarde, Einstein, para explicar el efecto fotoeléctrico, generalizó la hipótesis de Planck y sugirió que la luz estaba formada por cuantos de luz o 'fotones'. La energía de un fotón depende de su frecuencia ν, según la ecuación dada por Planck:
| E = H · ν (h = cte. de Planck = 6.625 · 10-34 J·s) |
Bohr desarrolló su modelo en tres postulados:
1º. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.
| e² | mV² | |
| ---- | = | ---- |
| r² | r |
2º. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular, J, múltiplo entero de h/2pi;.
| h² | |||
| r | = | ----------- | · n² = a0 · n² (a0 = cte = 0.529 E) |
| 4π²me² |
Dando a n los valores 1,2,3,4,5...., se obtienen los radios, r, de las órbitas permitidas, que como se ve aumentan conforme a los cuadrados de los números enteros positivos 1, 4, 9, 16, 25, ...
Para n = 1, tenemos la órbita de menor radio. El electrón en ella posee la menor energía potencial. El estado fundamental o de mínima energía -más estable, entonces- del hidrógeno, corresponde al electrón en la primera órbita. Si el electrón sufre alguna excitación, puede pasar a la segunda, tercera, etc., órbitas.
3º. La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se admite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck.
Supongamos que el e¯ que se encuentra excitado en la órbita a, se desexcita cayendo en la b. La frecuencia del fotón emitido en este proceso vendrá dada por:
| Ea - Eb = hν |
Partiendo de estos postulados, determinó la energía toatal del electrón en el átomo:
| 2pi;me4 | 1 | |||||||
| E(n) | = | - | ----------------- | = | - | K | ----- | (K=cte) |
| n²h² | n² |
| h | |||
| ν | = | ----- | n |
| 2πmr |
Somerfield. A pesar de que el modelo de Bohr, justificó la fórmula de Balmer, pronto surgieron dificultades incluso para el propio espectro del hidrógeno (H), algunos de cuyos detalles no eran posibles de interpretar. Por ello, Somerfield perfeccionó el modelo de Bohr considerando que las órbitas podían ser también elípticas. Es decir, introdujo un segundo número cuántico 'l', por lo tanto, ahora la energía del electrón era función de n y l [E = f(n,l)].
El modelo atómico de Bohr-Somerfield, sólo pudo explicar el átomo de H y similares, es decir, átomos con un sólo electrón. Por otro lado, los postulados de Bohr eran una combinación de la mecánica clásica y la mecánica cuántica. Además, el segundo postulado era semiempírico.
Modelo atómico de la mecánica ondulatoria de De Broglie. En 1923, De Broglie sugirió la posibilidad de que los electrones podían ser ondas. Entonces, si el electrón poseía naturaleza ondulatoria ¿cuál era su longitud de onda?.
En el fotón la relación entre su longitud de onda 'l' y su masa 'm', puede deducirse de las ecuaciones E = hν y E = m c2:
| h | h | ||||||
| l | = | --- | l | = | --- | ||
| mc | mV |
siendo m=masa, V=velocidad del electrón, c=velocidad de la luz en el vacio, l=longitud de onda.
Principio de incertidumbre de Heisenberg. El principio de incertidumbre dado por Heisenberg, indica que es imposible determinar simultáneamente la velocidad y posición exactas de un electrón.
¿Cómo se podría determinar la posición de un electrón, observándolo?. Para "verlo", sería necesario emplear luz de longitud de onda menor que las dimensiones del electrón, entonces al proyectar la luz sobre el electrón, algún fotón componente de éste chocaría con él y alteraría de forma apreciable su velocidad. Es decir, al determinar la posición del electrón modificamos su velocidad en una cantidad desconocida, como la posición y velocidad son dos parámetros indispensables para establecer la ecuación de su movimiento, el principio de incertidumbre demuestra que resulta imposible conocer la trayectoria de un electrón. El modelo Bohr-Somerfield era inviable.
La mecánica cuántica u ondulatoria desarrollada entre 1925 y 1927 sobre todo por Schrödinger, Heisenberg y Dirac, tiene su origen en la hipótesis de De Broglie y engloba el principio de Heisenberg junto con ideas cuánticas. Su base es la llamada ecuación de ondas, ecuación propuesta por Schrödinger en 1926 para comprobar el comportamiento de partículas pequeñas como el electrón.
La ecuación de ondas es similar a la que se utiliza en mecánica para el estudio de ondas estacionarias. Tiene en cuenta la naturaleza dúal del electrón, pués junto a la masa del mismo aparece la función de ondas (ψ), que puede considerarse como la amplitud de la onda electrónica:
| δ2ψ | δ2ψ | δ2ψ | 8π2m | ||||||
| ----- | + | ----- | + | ----- | + | ----- | (E - V) ψ | = | 0 |
| δx2 | δy2 | δz2 | h2 |
donde E=Energía total del electrón, V=Energía potencial.
Las incógnitas que se hallan mediante la ecuación de Schrödinger, son la función de ondas, (δ), y la energía (E) del electrón. La solcución de la función de ondas depende de ciertos números enteros, los números cuánticos. Como la expresión que da la energía al electrón también viene en función de números enteros , resulta que la energía está cuantizada, estando permitidos únicamente ciertos valores. Así pués, la cuantización de la energía y los números cuánticos son consecuencia de la ecuación.
| Nº. cuántico principal | Secundario | Nº. margnético | Orbital | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| ψn,l,m n=1 | l=0 | m=0 ψ1,0,0 | 1s | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| n=2 |
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| n=3 |
|
|
|
Los valores de n van desde n=1...∞ los de l=[tantos como n(0...n-1), los de m=2l+1 valores, desde -l...0...+1.
Los orbitales son soluciones de la ecuación de onda y se les denomina 'ψn,m,l. Si n=0':
| · Si l=0 se llama orbital s | ------- | 1 |
| · Si l=1 se llama orbital p | ------- | 3 |
| · Si l=2 se llama orbital d | ------- | 5 |
| · Si l=3 se llama orbital f | ------- | 7 |
La probabilidad de encontrar el electrón (por el principio de indeterminación puede saberse donde no está), viene dada por:
ψ2n,m,l ----> probabilidad de encontrarlo. Si se representa gráficamente:
La función de onda posee signos diferentes que pueden ser positivos o negativos:
- Cómo se ordenan enérgicamente:
Representación gráfica en función de la energía que poseen:
^ | |----6s | - - - - 5p | - - - - 4d |----5s | - - - - 4p | - - - - 3d |----4s | - - - - 3p |----3s | - - - - 2p |----2s E|----1s
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 4d < 3d < 4p < 5s < 4d < .....
Si se aplica al átomo un campo magnético adecuado se ponen de relieve dos fenómenos:
Los subniveles se desdoblan en varios más (efecto Zeeman). Entonces, cada uno de estos niveles viene definido por el valor de otro número cuántico, denominado m1 o número de spín, el cual da el movimiento que describe el electrón al rotar sobre si mismo (destral o sinestral). El valor absoluto vale +1/2, pero puede tomar los valores ±.
En un orbital atómico puede haber 2e-. Por ejemplo, el átomo de H, con Z=1, el electrón se puede colocar en el orbital más bajo:
| H | ----> | Z=1 | ----> | 1s | ----> | --↑-- |
| He | ----> | Z=2 | ----> | 1s2 | -↑-↓- | |
La ordenación de los elementos teniendo en cuenta su número atómico y su confguración electrónica lleva a la tabla periódica de los elementos.
Propiedades:
- Regla de máxima multiplicidad. Dice que los electrones siempre tienden a colocarse en el átomo de la forma más desapareada posible. Por ejemplo:
| C = 1s22s22s2 | ↑-↓ ↑-↓ -↑- -↑- |
- Cuando se han llenado todas las capas, se dice que está completa, alcanzando mayor estabilidad.
Los gases suelen ser diatómicos, pero los que pertenecen al grupo VIIIA se caracterizan por tener su útltima capa completa, por tanto son inertes (no pueden ser ionizados con facilidad).
- Cuando una capa está semillena también es factor de estabiblidad, como es el caso del Cr, Mo, W, etc. Por ejemplo:
· Cr pasa un orbital 's' a un orbital 'd', es decir, 4s2 3d4 ----> 4s1 3d5
· Cu pasa un orbital 's' a un orbital 'd', es decir, 4s2 3d9 ----> 4s1 3d10
Al llegar al elemento con el número atómico 57(La), se llenan los orbitales '4f' (Lantánidos) y en el 89(Ac) los '5f'(Actínidos).
En la tabla periódica, los elementos se llenan atendiendo al número atómico, en orden creciente y su configuración.
Los grupos, en la tabla periódica, son las columnas y se numeran de dos formas:
- Reacciones nucleares:
Según se ha mencionado ya, las radiaciones α eran partículas del tipo 42He ≡ AZX (A = nº. protones + nº neutrones; Z = nº. protones = nº. electrones). Las β sin partículas que son e- ó 0e-1. La radiación gamma no poseía carga ni masa, son radiaciones electromagnéticas.
En la radiación artificial, además de estas partículas aparecen otras con las mismas características que el electrón, pero con carga positiva, es el positrón.
Los elementos con un número atómico inferior al del Bi (Z=83), no son radiactivos en su forma estable. Sí son radiactivos a partir de este, y ello es debido a la gran repulsión electrónica existente en el núcleo. El aumentar el número atómico de los elementos, las fuerzas nucleares aumentan, no siendo estables, y como consecuencia se produce la desintegración.
· Ejemplo:
El 238U92 emite partículas α. Por cada átomo de Uranio, se genera un mol de partículas α:
| 238U92 | ------> | α | + | 234Th90 | [238-4=234];[92-2=90] |
| 4He2 |
con ello ha variado la especie química. Al mismo tiempo el Th emite radiación β:
| 234Th90 | ------> | β | + | 234Pa91 | [234-0=234];[90-(-1)=91] |
| 0e-1 |
· Ejemplo número 2, en el que se emite un positrón:
| 40K19 | ------> | 0e+1 | + | 40Ar18 | [40-0=40];[19-1=18] |
· Si el electrón capta un electrón interno, se produce un tipo de reacción denominada reacción de captura intena. Ejemplo:
| 81Rb37 | + | 0e-1 | ------> | 81Kr36 |
· Las radiaciones gamma. Un lectrón emite energía si se encuentra en un estado no estable. Las radiaciones gamma son consecuencia de este estado excitable. Se identifican colocando un (*) en el elemento:
| 234Th90 | o | Th(*) |
· Velocidad de desintegración:
Se conoce como vida media de un elemento radioactivo, al tiempo (t) que tarda en desintegrarse la mitad de una sustancia. Viene representado por t1/2.
| Elemento | Tipo de emisión | t1/2 |
| 214Po84 | α | 164 seg. |
| 222Ru86 | α | 3.8 días. |
| 238U92 | α | 4.5·109 años |
| 60Co27 | β | 5.3 años |
| Transformaciones isotópicas más utilizadas para datación | |||
|---|---|---|---|
| Isótopo | Partículas emitidas | Isot. Result. | T (años) |
| 238U92 | 8 α, 6 β | 206Pb82 | 4.51·109 (4510 Ma) |
| 235U92 | 7 α, 4 β | 207Pb82 | 0.71·109 (710 Ma) |
| 232Th90 | 6 α, 4 β | 208Pb82 | 13.9·109 (13900 Ma) |
| 87Rb37 | 1 β | 87Sr38 | 4.6·1010 (4600 Ma) |
| 40K19 | 1 β | 40Ca20 | 1.31·109 (1310 Ma) |
| 40K19 | 1 γ | 40Ar18 | 1.31·109 (1310 Ma) |
| 14C6 | 1 β | 14N7 | 5750 |
El método K/Ar, se pueden datar rocas terrestres con una edad superior a los 3100 Ma. hasta las más modernas con un límite próximo a l millón de años. Los minerales más adecuados para realizar estas dataciones sobre rocas rocas ígneas y metamórificas son: biotita, moscovita, hornblenda y nefelina, también son útiles los feldespatos potásicos de alta temperatura, como la sanidina y la plagioclasa.
El método Rb/Sr. Las rocas cuya utilidad es mayor son las rocas ígneas y ortoderivadas, no siendo práctico el uso de rocas sedimentarias. Los minerales son todos aquellos que contengan entre 100ppm y 1000ppm (partes por millón).
El método U/Th/Pb. Es el método más adecuado para dataciones superiores a los 30Ma. Existen tres métodos en función del contenido en Pb que tenga el sistema:
Método c14. Los protones cósmicos de origen galáctico que no son desviados por el campo magnético terrestre generan neutrones al colisionar con moléculas de O. Los neutrones generados colisionan con las moléculas del aire, tras numerosos choques pierden aceleración y acaban por alcanzar la energía de un gas. En estas condiciones, cuando un neutrón colisiona con un átomo de N, se produce el 14C, emitiéndose un protón:
| 14N7 + 1n0 ---------> 14C6 + 1H1 |
El 14C formado se oxida rápidamente produiendo moléculas de 14CO2 que se dispersan por la atmósfera y posteriormente se incorporan a los seres vivos y bicarbonatos, en una proporción que depende de su abundacia relativa respecto al 12C y 13C.
En la biosfera terrestre los contenidos de 14C están en equilibrio con los de la atmósfera, pero existen casos en los que el intercambio para alcanzar el equilibrio es lento del orden de algunos millares de años en comparación con los 30 años en condiciones normales, ello ocurre por ejemplo en las aguas oceánicas profundas cuyo contenido en 14C es bajo. Para el caso de los seres vivos, cuando mueren el contenido en 14C va dismiuyendo y a partir de la relación 14/12C puede estimarse el tiempo que llevan muertos, realizando una comparación de esa relación isotópica con la actual.
De todo lo anterior, se deduce que es importante conocer la radioactividad natural y la artificial. Esta última, se puede provocar excitando el átomo, para ello, se bombardea el núcleo con neutrones (estas partículas introducen energía al estar aceleradas y además modifican el número másico. Estos neutrones, reciben el nombre de neutrones calientes.
Si:
| ┌ | 137Te + 97Zr40 + 21n0 | |||
| 235U92 | + | 1n0 | ────┤ | |
| └ | 142Ba56 + 91Kr36 + 31n0 |
Los 5 neutrones producidos vuelven a reactivar el proceso, provoncando un proceso en cadena.
La fisión nuclear, consiste en la disociación del núcleo del átomo, proceso que desprende gran cantidad de energía. Para que se de este proceso es necesario comunicarle gran cantidad de energía, lo que precisa de elevadas temperaturas. El proceso consiste en:
| 1H1 + 1H1 | ---------> | 2H1 | + | 0c1 |
| (Deuterio) | ||||
| | | ||||
| | | ||||
| | | ||||
| | | ||||
| v | ||||
| 2 3H1 -----------> 4He2 + 2 1H1 | ||||
| (Tritio) | ||||
De las sustancias con radioactividad natural, sólo son peligrosas las radiaciones gamma; la radiación α no y la radiación β afecta ligeramente a la piel. Un método básico para detectar las radiaciones gamma es por el oscurecimiento de sustancias fotosensibles.
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