2.2: Las observaciones que condujeron a una visión atómica de la materia

Objetivos de aprendizaje

• Familiarizarse con los componentes y estructura del átomo.

Mucho antes de finales del siglo XIX, era bien sabido que aplicar un alto voltaje a un gas contenido a baja presión en un tubo sellado (llamado tubo de descarga de gas) provocaba que la electricidad fluyera a través del gas, que luego emitía luz (Figura\(\PageIndex{1}\)). Los investigadores que intentaban comprender este fenómeno encontraron que también se emitía una forma inusual de energía desde el cátodo, o electrodo cargado negativamente; esta forma de energía se llamaba rayo catódico.

Figura\(\PageIndex{1}\): Un tubo de descarga de gas que produce rayos catódicos. Cuando se aplica un alto voltaje a un gas contenido a baja presión en un tubo de descarga de gas, la electricidad fluye a través del gas y la energía se emite en forma de luz. Imagen utilizada con Permiso (CC BY-SA-NC).

En 1897, el físico británico J. J. Thomson (1856—1940) demostró que los átomos no eran la forma más básica de la materia. Demostró que los rayos catódicos podían ser desviados, o doblados, por campos magnéticos o eléctricos, lo que indicaba que los rayos catódicos consisten en partículas cargadas (Figura\(\PageIndex{2}\)). Más importante aún, al medir la extensión de la deflexión de los rayos catódicos en campos magnéticos o eléctricos de diversas intensidades, Thomson pudo calcular la relación masa/carga de las partículas. Estas partículas fueron emitidas por el cátodo cargado negativamente y repelidas por el terminal negativo de un campo eléctrico. Debido a que las cargas similares se repelen entre sí y las cargas opuestas se atraen, Thomson concluyó que las partículas tenían una carga neta negativa; estas partículas ahora se llaman electrones. Más relevante para el campo de la química, Thomson encontró que la relación masa-carga de los rayos catódicos es independiente de la naturaleza de los electrodos metálicos o del gas, lo que sugiere que los electrones son componentes fundamentales de todos los átomos.

Figura\(\PageIndex{2}\): Deflexión de rayos catódicos por un campo eléctrico. A medida que los rayos catódicos viajan hacia la derecha, se desvían hacia el electrodo positivo (+), demostrando que están cargados negativamente. Imagen utilizada con Permiso (CC BY-SA-NC).

Esquema de tubo de rayos catódicos con deflexión. Los electrodos generan el rayo. Otro conjunto de placas de electrodos desvía el rayo, con el rayo doblándose hacia la placa positiva.

Posteriormente, el científico estadounidense Robert Millikan (1868—1953) llevó a cabo una serie de experimentos utilizando gotitas de aceite cargadas eléctricamente, lo que le permitió calcular la carga en un solo electrón. Con esta información y la relación masa/carga de Thomson, Millikan determinó la masa de un electrón:

\[\dfrac {mass}{charge} \times {charge} ={mass} \nonumber \]

Fue en este punto que comenzaron a converger dos líneas separadas de investigación, ambas orientadas a determinar cómo y por qué la materia emite energía. El siguiente video muestra cómo JJ Thompson usó dicho tubo para medir la relación de carga sobre masa de un electrón

Medición de e/m Para un Electrón. Video de Davidson College demostrando el experimento e/m de Thompson.

Radiactividad

La segunda línea de investigación comenzó en 1896, cuando el físico francés Henri Becquerel (1852—1908) descubrió que ciertos minerales, como las sales de uranio, emitían una nueva forma de energía. La obra de Becquerel fue ampliamente extendida por Marie Curie (1867-1934) y su esposo, Pierre (1854-1906); los tres compartieron el Premio Nobel de Física en 1903. Marie Curie acuñó el término radiactividad (del radio latino, que significa “rayo”) para describir la emisión de rayos energéticos por materia. Encontró que un mineral de uranio en particular, la pitchblende, era sustancialmente más radiactivo que la mayoría, lo que sugería que contenía una o más impurezas altamente radiactivas. Comenzando con varias toneladas de pitchblende, los Curies aislaron dos nuevos elementos radiactivos después de meses de trabajo: el polonio, que recibió el nombre de la Polonia nativa de Marie, y el radio, que recibió el nombre de su intensa radiactividad. Pierre Curie llevaba un vial de radio en el bolsillo de su abrigo para demostrar su brillo verdoso, hábito que le hizo enfermar por envenenamiento por radiación mucho antes de que fuera atropellado por una carreta tirada por caballos y asesinado instantáneamente en 1906. Marie Curie, a su vez, murió de lo que casi con certeza fue envenenamiento por radiación.

Figura\(\PageIndex{3}\): Bromuro de radio iluminado por su propio resplandor radiactivo. Esta foto de 1922 fue tomada en la oscuridad en el laboratorio de Curie.

Sobre la base de la obra de los Cures, el físico británico Ernest Rutherford (1871-1937) realizó experimentos decisivos que llevaron a la visión moderna de la estructura del átomo. Mientras trabajaba en el laboratorio de Thomson poco después de que Thomson descubriera el electrón, Rutherford demostró que los compuestos de uranio y otros elementos emitían al menos dos tipos distintos de radiación. Uno era fácilmente absorbido por la materia y parecía consistir en partículas que tenían una carga positiva y eran masivas en comparación con los electrones. Debido a que fue el primer tipo de radiación que se descubrió, Rutherford llamó a estas sustancias α partículas. Rutherford también mostró que las partículas en el segundo tipo de radiación, las partículas β, tenían la misma relación carga y masa-carga que los electrones de Thomson; ahora se sabe que son electrones de alta velocidad. Un tercer tipo de radiación, los rayos γ, se descubrió algo más tarde y se encontró que era similar a la forma de radiación de menor energía llamada rayos X, ahora utilizada para producir imágenes de huesos y dientes.

Figura\(\PageIndex{4}\): Efecto de un Campo Eléctrico sobre Partículas α, Partículas β y Rayos γ. Un electrodo negativo desvía las partículas β cargadas negativamente, mientras que un electrodo positivo desvía las partículas α cargadas positivamente. Los rayos γ no cargados no se ven afectados por un campo eléctrico. (Las deflexiones relativas no se muestran a escala). Imagen utilizada con Permiso (CC BY-SA-NC).

Esquema de un elemento radiactivo en un contenedor de plomo proyectado a través de hendiduras para producir un haz estrecho que impacta una película fotográfica. Dos placas, una positiva y otra negativa, desvían el haz dependiendo de si es beta, gamma o alfa. Las partículas beta se desvían hacia la placa positiva y tienen una gran deflexión debido a la pequeña masa. Las partículas alfa se desvían hacia la placa negativa y tienen una pequeña desviación debido a la alta masa. Los rayos gamma no se desvían.

Estos tres tipos de radiación —partículas α, partículas β y rayos γ— se distinguen fácilmente por la forma en que son desviados por un campo eléctrico y por el grado en que penetran la materia. Como\(\PageIndex{3}\) ilustra la Figura, las partículas α y las partículas β se desvían en direcciones opuestas; las partículas α se desvían en mucho menor medida debido a su mayor relación masa/carga. En contraste, los rayos γ no tienen carga, por lo que no son desviados por campos eléctricos o magnéticos. La figura\(\PageIndex{5}\) muestra que las partículas α tienen el menor poder de penetración y son detenidas por una hoja de papel, mientras que las partículas β pueden pasar a través de láminas delgadas de metal pero son absorbidas por lámina de plomo o incluso vidrio grueso. Por el contrario, los rayos γ pueden penetrar fácilmente la materia; se necesitan gruesos bloques de plomo o concreto para detenerlos.

Figura\(\PageIndex{5}\): Poder de Penetración Relativa de los Tres Tipos de Radiación. Una hoja de papel detiene las partículas α comparativamente masivas, mientras que las partículas β penetran fácilmente en el papel pero son detenidas por un trozo delgado de lámina de plomo. Los rayos γ no cargados penetran en el papel y la lámina de plomo; se necesita una pieza mucho más gruesa de plomo o concreto para absorberlos. Imagen utilizada con Permiso (CC BY-SA-NC).

Caricatura de rayos gamma, alfa y beta. El rayo beta es detenido por papel. El rayo alfa es detenido por .5 centímetros de plomo. El rayo gamma es detenido por 10 centímetros de plomo.

El modelo atómico

Una vez que los científicos concluyeron que toda la materia contiene electrones cargados negativamente, quedó claro que los átomos, que son eléctricamente neutros, también deben contener cargas positivas para equilibrar las negativas. Thomson propuso que los electrones estaban incrustados en una esfera uniforme que contenía tanto la carga positiva como la mayor parte de la masa del átomo, al igual que las pasas en el pudín de ciruela o las chispas de chocolate en una galleta (Figura\(\PageIndex{6}\)).

Figura\(\PageIndex{6}\): Pudín de ciruela de Thomson o Galleta con chispas de chocolate Modelo del Átomo. En este modelo, los electrones están incrustados en una esfera uniforme de carga positiva. Imagen utilizada con Permiso (CC BY-SA-NC).

Diagrama del modelo de ciruela-pudín, con esferas de electrones cargados negativamente en una esfera mayor de materia cargada positivamente.

En un solo experimento famoso, sin embargo, Rutherford demostró sin ambigüedades que el modelo del átomo de Thomson era incorrecto. Rutherford apuntó una corriente de partículas α a un blanco de lámina de oro muy delgada (Figura\(\PageIndex{7a}\)) y examinó cómo las partículas α fueron dispersadas por la lámina. Se eligió el oro porque se podía martillar fácilmente en láminas extremadamente delgadas, minimizando el número de átomos en el objetivo. Si el modelo del átomo de Thomson fuera correcto, las partículas α cargadas positivamente deberían chocar a través de la masa uniformemente distribuida del objetivo de oro como balas de cañón a través del costado de una casa de madera. Podrían estar moviéndose un poco más despacio cuando emergieron, pero deberían pasar esencialmente recto a través del objetivo (Figura\(\PageIndex{7b}\)). Para asombro de Rutherford, una pequeña fracción de las partículas α se desviaron en grandes ángulos, y algunas se reflejaron directamente en la fuente (Figura\(\PageIndex{7c}\)). Según Rutherford, “Fue casi tan increíble como si dispararas un caparazón de 15 pulgadas a un trozo de papel tisú y volviera y te golpeara”.

Figura\(\PageIndex{7}\): Resumen de los experimentos de Rutherford. (a) Una representación del aparato que Rutherford utilizó para detectar deflexiones en una corriente de partículas α dirigidas a un blanco delgado de lámina de oro. Las partículas fueron producidas por una muestra de radio. (b) Si el modelo del átomo de Thomson fuera correcto, las partículas α deberían haber pasado directamente a través de la lámina de oro. (c) Sin embargo, un pequeño número de partículas α fueron desviadas en diversas direcciones, incluso hacia atrás en la fuente. Esto podría ser cierto solo si la carga positiva fuera mucho más masiva que la partícula α. Sugirió que la masa del átomo de oro se concentra en una región muy pequeña del espacio, a la que llamó el núcleo. Imagen utilizada con Permiso (CC BY-SA-NC).

Esquema del experimento de lámina de oro de Rutherford. Inserto A: El radio dispara una corriente de partículas alfa sobre una fina lámina de oro, mostrando la desviación de partículas sobre la película fotográfica circundante. Inserto B: Lo que Rutherford habría esperado si el modelo de Thomas fuera correcto: partículas alfa que continúan a través de la lámina de oro sin deflexión. Inset C: Lo que Rutherford observó realmente: partículas alfa desviadas por núcleos de átomos de oro.

El átomo nuclear: El átomo nuclear, YouTube (opens in new window) [youtu.be]

Los resultados de Rutherford no fueron consistentes con un modelo en el que la masa y la carga positiva se distribuyen uniformemente a lo largo del volumen de un átomo. En cambio, sugirieron fuertemente que tanto la masa como la carga positiva se concentran en una pequeña fracción del volumen de un átomo, al que Rutherford llamó núcleo. Tenía sentido que una pequeña fracción de las partículas α colisionara con los núcleos densos y cargados positivamente, ya sea de una manera de mirar, dando como resultado grandes deflexiones, o casi de frente, haciendo que se reflejaran directamente en la fuente.

Aunque Rutherford no pudo explicar por qué las repulsiones entre las cargas positivas en núcleos que contenían más de una carga positiva no provocaron que el núcleo se desintegrara, razonó que las repulsiones entre electrones cargados negativamente provocarían que los electrones se distribuyeran uniformemente a lo largo del . Hoy se sabe que fuerzas nucleares fuertes, que son mucho más fuertes que las interacciones electrostáticas, mantienen unidos los protones y los neutrones en el núcleo. Por esta y otras ideas, Rutherford fue galardonado con el Premio Nobel de Química en 1908. Desafortunadamente, Rutherford habría preferido recibir el Premio Nobel de Física porque consideraba a la física superior a la química. En su opinión, “Toda ciencia es física o coleccionismo de sellos”.

Figura\(\PageIndex{8}\): Resumen del desarrollo histórico de modelos de los componentes y estructura del átomo. Las fechas entre paréntesis son los años en que se realizaron los experimentos clave. Imagen utilizada con Permiso (CC BY-SA-NC).

El desarrollo histórico de los diferentes modelos de la estructura del átomo se resume en la Figura\(\PageIndex{8}\). Rutherford estableció que el núcleo del átomo de hidrógeno era una partícula cargada positivamente, para lo cual acuñó el nombre de protón en 1920. También sugirió que los núcleos de elementos distintos al hidrógeno deben contener partículas eléctricamente neutras con aproximadamente la misma masa que el protón. El neutrón, sin embargo, no fue descubierto hasta 1932, cuando James Chadwick (1891-1974, estudiante de Rutherford; Premio Nobel de Física, 1935) lo descubrió. Como resultado del trabajo de Rutherford, quedó claro que una partícula α contiene dos protones y neutrones, y por lo tanto es el núcleo de un átomo de helio.

Figura\(\PageIndex{9}\): La evolución de la teoría atómica, ilustrada por modelos del átomo de oxígeno. El modelo de Bohr y el modelo actual se describen en el Capítulo 6, “La estructura de los átomos”. Imagen utilizada con Permiso (CC BY-SA-NC).

Cronología resumida de la evolución de la teoría atómica. Muestra eventos en 1803 con la propuesta original de Dalton, 1904 con el modelo de Thomson, 1911 con el experimento de Rutherford, 1913 con el modelo de Bohr y 1926 con el modelo orbital actual del átomo.

El modelo del átomo de Rutherford es esencialmente el mismo que el modelo moderno, excepto que ahora se sabe que los electrones no están distribuidos uniformemente a lo largo del volumen de un átomo. En cambio, se distribuyen de acuerdo con un conjunto de principios descritos por la Mecánica Cuántica. La figura\(\PageIndex{9}\) muestra cómo el modelo del átomo ha evolucionado a lo largo del tiempo desde la unidad indivisible de Dalton hasta la visión moderna que se enseña hoy.

Resumen

Los átomos son los bloques de construcción definitivos de toda la materia. La teoría atómica moderna establece los conceptos de átomos y cómo componen la materia. Los átomos, las partículas más pequeñas de un elemento que exhiben las propiedades de ese elemento, consisten en electrones cargados negativamente alrededor de un núcleo central compuesto por protones cargados positivamente más masivos y neutrones eléctricamente neutros. La radiactividad es la emisión de partículas energéticas y rayos (radiación) por algunas sustancias. Tres tipos importantes de radiación son las partículas α (núcleos de helio), las partículas β (electrones que viajan a alta velocidad) y los rayos γ (similares a los rayos X pero con mayor energía).