Estructura atómica y teoría cuántica

Si analizamos de cerca una fotografía de periódico en blanco y negro, nos encontramos con que las diferencias aparentes en tonos claros y oscuros no son resultado de una matización gradual, sino que están creadas por sutiles diferencias de tamaño de unos puntos -paquetes de tinta- sobre el papel. Los físicos han descubierto que, al tratar de la materia a esta escala mínima, también hay que tratar la energía en forma de paquetes o cuántos, y no como cosa continúa. El concepto de cuánto nos da la clave para comprender cómo los átomos pueden absorber y emitir energía, y cómo se producen los diferentes espectros atómicos. En una visualización simple del átomo, basada en los cuantos, los electrones trazan órbitas en torno al núcleo bajo la atracción electrostática opuesta por la carga de los protones, como planetas en un sistema solar en miniatura. Los electrones sólo pueden trazar en torno al núcleo determinadas órbitas pero si reciben energía, pueden excitarse y trasladarse a órbitas más alejada del núcleo. Si suelta esa energía, vuelvan a caer a las órbitas originales (lo que se llama estado básico). Con cada cambio de energía, se absorbe o emite radiación de una frecuencia particular. Partiendo de esto, se puede explicar el origen de los espectros atómicos. Las líneas espectrales individuales (de determinadas frecuencias) representan electrónes que caen de nuevo a su estados básicos de baja energía desde estado excitados de alta energía. Al hacerlo, emiten cuántos de radiación (fotones) de una frecuencia correspondiente a la diferencia de energía. 

Los electrones de un átomo sólo pueden describir órbitas cuyos momento angular orbital tiene un valor fijo (de hecho un múltiplo de n de la constante de Planck dividida por 2π). Por lo tanto, se puede calcular el tamaño de las diferentes órbitas disponible señaladas cada una por el núcleo cuántico principal n, que comienza en 1, correspondiente a la órbita más interior. Las longitudes de onda espectral observadas, en resultante de salto de electrones entre órbitas de números cuánticos diferente y del cálculo correspondiente al átomo más simple, el de hidrógeno, coinciden bastante bien con la observación. Hay ciertas discrepancias, en los aspectos más complicados de los espectros de hidrógeno y de otros elementos, y necesitamos una mayor complicación de la teoría cuántica para lograr una descripción más completa   

 

ATOMOS componentes de las moléculas

Igual que las sustancias pueden descomponerse en moléculas, las moléculas pueden a su vez descomponerse en átomos. Los átomos de las moléculas están unidos de varias maneras, si bien todas las fuerzas interatómicas provienen básicamente de las interacciones de los electrones que constituyen los átomos. En algunas moléculas hay átomos adyacentes que comparten electrones de órbita errática.

Un átomo es la partícula que puede representar un elemento químico en particular. En tamaño los átomos son similares a las moléculas más pequeñas; se han fotografiado algunos átomos con la ayuda del microscopio electrónico.

Hay tres tipos de partículas, que en una simple descripción, podríamos considerar que constituyen una átomo típico. El núcleo central, con un diámetro 10000 veces menor que el del átomo en sí, se compone de neutrones y protones. (El átomo de hidrógeno es una excepción única: carece de neutrón y tiene sólo un protón). El neutrón es una partícula sin carga eléctrica, mientras que el protón tiene una sola carga positiva. Ambos tiene más o menos la misma masa. Circulando en torno a esa región central, y sujetos en órbita por la influencia de la carga positiva de los protones, están los electrones, partículas subatómicas, cada una con una carga negativa y de masa en extremos pequeña 1/1836 de la de un protón.

Cada elemento químico está caracterizado -identificado- por su numero atómico, Z, igual al número de protones de su núcleo. Y como un átomo eléctricamente neutro tiene que contener un número igual de protones y electrones, Z es también igual al número de electrones que giran en torno al núcleo. El número de masa A de un átomo constituye la suma del número de protones y neutrones del núcleo ( o sea que A-Z es el numero de neutrones). Los electrones desempeñan un papel principal en la determinación de las propiedades de los distintos elementos. Al empezar el siglo 20 los fisicos se esforzaron mucho al tratar de derivar todos los fenómenos observados en los distintos elementos de un modelo matemático del átomo. Un fenómeno clave fueron las líneas espectrales producidas por los átomos al calentarse: cada elemento tiene un espectro atómico propio y único.

Tratando de explicar la génesis y el aspectos de los espectros atómicos, los físicos hallaron que tenían que introducir uno de los conceptos básicos de la física moderna: al cuanto.           

MOLECULAS componentes básicos de la materia

La evidencia experimental apoya la idea de que la materia en sus tres fases se componen de unas partículas llamadas moléculas, en continuo movimiento. En cualquier sustancia dada, las moléculas son idénticas en cuanto a masa estructura y demás propiedades. Oscilan entre una diezmillonésima y una diezbillonésima de milímetro de diámetro, hay por ejemplo, como cien millones de moléculas en el punto final de esta frase.

Todas las moléculas de una sustancia ejercen una fuerza dada sobre cada una de las demás. Por eso es difícil aplastar un cuerpo sólido (lo que exige comprimir sus moléculas entre sí en contra de las fuerzas intermoleculares), y es también difícil estirarlo (lo que exige separar a la fuerza sus moléculas).Como vemos, la fuerza intermolecular tiene una componente de atracción y otra de repulsión. 

Se ha comprobado que ambas componentes son de naturaleza básica electrostática. Las moléculas se componen de grupos de átomos, compuestos a su vez de electrones y núcleos. Cuando comprimimos las moléculas, los electrones pertenecientes a los distintos átomos que las constituyen interactúan, repeliéndose entre sí. Esta repulsión es una fuerza de muy poco alcance, predominando cuando la distancia intermolecular es de sólo una diezmillonésima de milímetro. La atracción existente entre las moléculas es de mayor alcance y recibe el nombre de Van der Waals. Su origen es complicado, y depende también de la interacción eléctrica existente entre las moléculas. 

En sólidos y líquidos, las moléculas se mueven relativamente despacio (tienen energía cinética relativamente baja), por lo que interactúan con bastante fuerza. En cambio, al estudiar los gases se puede prescindir a menudo de la fuerza molecular, porque las moléculas están en promedio separadísimas y sus interacciones son débiles. Por ello, un análisis simple del comportamiento de los gases es más fácil de hacer que uno de los sólidos o los líquidos.

Pese a lo diminuto de las moléculas, nos demuestran su existencia diversos fenómenos, como el movimiento browniano. Si a través del microscopio observamos partículas de humo, apreciamos en ellas un estado de rápido movimiento al azar. Las partículas de humo, visibles, relativamente grandes, se ven golpeadas continuamente por invisibles moléculas de aire, más pequeñas, que se mueven al azar.