Aplicaciones tecnológicas de la emisión electrónica de los átomos y Física del plasma

Aplicaciones tecnológicas de la emisión electrónica de los átomos 

Laser

Un importante avance reciente es el láser, acrónimo en inglés de “amplificación

de luz por emisión estimulada de radiación”. En un láser, cuya sustancia activa  puede ser un gas, un líquido o un sólido, se excita un gran número de átomos hasta un nivel elevado de energía y se hace que liberen dicha energía simultáneamente, con lo que producen luz coherente en la que todas las ondas están en fase. Esta coherencia permite generar haces de luz muy intensos y de longitud de onda muy definida, que se mantienen enfocados o colimados a lo largo de distancias muy grandes. La luz láser es mucho más intensa que la de cualquier otra fuente.

Física del plasma

Un plasma es cualquier sustancia, generalmente un gas, cuyos átomos han perdido uno o más electrones, por lo que ha quedado ionizada. Sin embargo, los electrones perdidos se mantienen en el volumen del gas, que de forma global permanece eléctricamente neutro. La ionización se puede producir mediante la introducción de grandes concentraciones de energía, como el bombardeo con electrones externos rápidos, mediante irradiación con luz láser o mediante calentamiento a temperaturas muy altas. Las partículas cargadas individuales que forman el plasma responden acampos eléctricos y magnéticos, por lo que pueden ser manipuladas y contenidas. Los plasmas se encuentran en fuentes de luz gaseosas (como una lámpara de neón),en el espacio interestelar, donde el hidrógeno residual es ionizado por la radiación, y en las estrellas, cuyas elevadas temperaturas interiores producen un alto grado deionización, un proceso estrechamente relacionado con la fusión nuclear que proporciona su energía a las estrellas. Para que los núcleos de hidrógeno se fusionen y formen núcleos más pesados deben tener una velocidad suficientemente alta para superar su repulsión eléctrica mutua; esto implica una temperatura muy elevada (millones de grados). Para producir una fusión controlada hay que generar plasmas y contenerlos magnéticamente. Es un problema importante y complejo que entra en el ámbito de la magneto hidrodinámica.

PRINCIPIOS DE RADIACTIVIDAD

PRINCIPIOS DE RADIACTIVIDAD

Es el resultado de un cambio natural de un isotopo de un elemento hacia un isotopo de un elemento diferente. Las reacciones nucleares incluyen cambios en las partículas del núcleo de un átomo y por consiguiente causan un cambio en el átomo mismo. Todos los elementos más pesados que el bismuto (Bi) (y algunos más livianos) exhiben una radioactividad natural y por consiguiente pueden decaer en hacia elementos más livianos. Al contrario que las reacciones químicas normales que forman moléculas, las reacciones nucleares resultan en la transmutación de un elemento en un isotopo diferente o en un elemento diferente (recuerde que el número de protones de un átomo define el elemento, por lo tanto un cambio de un protón resulta en un cambio de un átomo). Hay tres tipos comunes de radiación y cambios nucleares:

La Radiación Alpha (α) es la emisión de una partícula alpha del núcleo de un átomo. Una partícula α contiene 2 protones y 2 neutrones (y es similar a un núcleo He: ) Cuando un átomo emite una partícula , la masa atómica del átomo disminuirá cuatro unidades (ya que 2 protones y 2 neutrones están perdidos) y el número atómico (z) disminuirá 2 unidades. Se dice que el elemento se 'transmuta' en otro elemento que es 2 z unidades más pequeño.

La Radiación Beta (β) es la transmutación de un neutrón (seguido de la emisión de un electrón del núcleo del átomo: ). Cuando un átomo emite una partícula β, la masa del átomo no cambiará (puesto que no hay cambio en el número total de

La Radiación Gamma (g) incluye la emisión de energía electromagnética (similar a la energía proveniente de la luz) de un núcleo de un átomo. Ninguna partícula es emitida durante la radiación gamma, y por consiguiente la radiación gamma no causa en sí misma la transmutación de los átomos. Sin embargo, la radiación (g )es emitida generalmente durante, y simultáneamente, a la disminución radioactiva α o β Los rayos X, emitidos durante la disminución beta del cobalto-60, son un ejemplo común de la radiación gamma:

Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la clasificación periódica y " Números Cuánticos"

Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la clasificación periódica 

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica)  estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de

la mecánica cuántica. En esta representación se indican  los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Para comprender (visualizar  o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. 

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. 

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n".

Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).

Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será:

 l = 0, 1, 2, 3,…,  n-1.

1s2    2s2    2p6    3s2    3p6    4s2    3d10    4p6    5s2    4d10    5p6    6s2    4f14    5d10    6p6    7s2    5f14    6d10    7p6

Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).

Principio de exclusión de Pauli y Principio de máxima multiplicidad de Hund

Principio de exclusión de Pauli

En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números  cuánticos iguales. Como un orbital que caracterizado por tres números cuánticos y el cuarto es el de spin, en un orbital concreto puede haber dos electrones, uno de spin +1/2 y otro de spin -1/2. Un tercer electrón tendría spin +1/2 o -1/2, y coincidirían sus cuatro números cuánticos con los de uno de los dos electrones anteriores.

Esa es la consecuencia práctica: en un orbital puede haber dos electrones como máximo.

Esta regla establece que por cada espacio o tipo de orbital, puede contener únicamente 2 electrones, y con spin contrario.

Tienen que ser con spin contrario ya que Cargas iguales se repelen y cargas distintas se atraen.

 El par de electrones, tienen 3 números cuánticos iguales y difiere en el número cuántico de spin.

Por ejemplo al distribuir los electrones por niveles, un mismo espacio de orbital tiene una flecha hacia arriba y hacia abajo .La representación se llama configuración electrónica desarrollada, donde cada flecha indica un electrón, (+1/2) y ¯ (-1/2).

Principio de máxima multiplicidad de Hund

La regla de Hund establece: que la distribución más estable de electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espines paralelos.

Cuando se realiza el llenado electrónico primero se llena el orbital "s" y se continúa con el siguiente orbital del mismo nivel. Los electrones se acomodan de uno en uno hasta llenar todos los espacios de ese orbital, colocando el electrón con el mismo spin (flecha hacia arriba) y se regresa con el primer espacio colocando la flecha en sentido contrario para empezar a llenar en el mismo orden todos los espacios.

En un mismo orbital pueden quedar espacios vacíos o espacios semillenos.

Por ejemplo el Flúor con Z = 9, acomoda sus nueve electrones entre el primer y el segundo nivel, eso se representa en una configuración condensada.

9F     1s2/2s22p5                             

En una representación de configuración desarrollada, desde el acomodo del primer electrón, hasta el electrón número nueve, el llenado se haría de la siguiente forma: 9F

El símbolo ¯ indica el último electrón.

 

Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos

Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos

Distribución de los electrones en la corteza del átomo, 1924.

1° Distribución según pisos o niveles energéticos. Una de las primeras distribuciones de los electrones en la corteza del átomo, fue deducida hacia 1914, por Rydberg, basándose en la estructura de los átomos de los gases nobles, de acuerdo con el lugar que ocupaban en la tabla periódica, cuyo primer período tenía 4 elementos, 16 el segundo, 36 el tercero, y asignaba teóricamente 64 al cuarto: cumplían la regla 4 X (12, 22, 32, 42). (Distribución errónea.)

Hacia 1919, Lewis, y sobre todo Langmuir, en su modelo cúbico del átomo distribuyen los electrones según K,2; L,8; M,8; N,18; O,18; P,32 (también erróneo).Fue Bury, en 1921, quien por vez primera sentó que el número de electrones de los pisos eran: K,2; L,8; M,18; N,32;... estableciendo la regla de K, 2 X 12; L, 2 X 22; M, 2 X32; N, 2 X 42, y los pisos siguientes si estuviesen completos, lo cual no acontece, tendrían, O, 2 X 52; P, 2 x 62; y Q, 2 x 72. Prácticamente, O posee un máximo de 32 electrones (ejemplo único, el átomo del nobelio); el P contiene a lo sumo 10 y el Q un máximo de 2. Bury ya observó que en el último piso el número de electrones no puede exceder de 8. De todos modos se asignan 18 al último piso del paladio.

Significado físico de la función de onda ψ y Números cuánticos y orbitales atómicos

Significado físico de la función de onda ψ

La ecuación de Schrödinger requiere cálculos avanzados para ser resuelta. Sin embargo, es importante destacar que esta ecuación incorpora ambos comportamientos, en términos de masa m, y ondulatorio, en términos de una función de onda Ψ (psi), que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo).La función de onda en sí misma no tiene significado físico real directo. Sin embargo el cuadrado de la función de la onda, Ψ, está relacionado con la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio. Se puede pensar en Ψ, como la probabilidad por unidad de volumen de tal manera que el producto de Ψ por un pequeño volumen (llamado elemento de volumen) da la probabilidad de encontrar el electrón dentro de ese volumen. (La razón de especificar un pequeño volumen es que Ψ varía de una región del espacio a otra, pero su valor se puede considerar constante dentro de un pequeño volumen.) La probabilidad total de localizar al electrón en un volumen dado (por ejemplo alrededor del núcleo del átomo) está entonces dada por la suma de todos los productos de Ψ y el volumen correspondiente de los elementos. La idea de relacionar Ψcon la noción de la probabilidad, proviene de una analogía de la teoría ondulatoria. De acuerdo con la teoría ondulatoria, la intensidad de la luz es proporcional al cuadrado de la amplitud de la onda, o Ψ. El lugar más favorecido para encontrar un fotón es donde la intensidad es mayor, esto es, donde el valor de Ψ es máximo. 

Números cuánticos y orbitales atómicos

Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en  el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.

Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml. A continuación vemos las características de estos números: Número cuántico principal “n”Toma valores enteros: 1, 2,3...

A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica. A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “atado” al núcleo. Número cuántico del momento angular o azimutal. 

Principio de incertidumbre de Heisenberg y Ecuación de onda de Schrödinger

Principio de incertidumbre de Heisenberg

Al éxito espectacular inicial de la teoría de Bohr siguieron una serie de desacuerdos. Por ejemplo, la proposición de Bohr no pudo explicar los espectros de emisión de los átomos con más de un electrón, tales como los átomos de helio y de litio. La teoría tampoco pudo explicar la aparición de líneas adicionales en el espectro de emisión de hidrógeno que se observan cuando se aplica un campo magnético. Surgió otro problema con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones. ¿Cómo se podía precisar la posición de una onda? Se puede hablar de amplitud en cierto punto de la onda, pero no se puede definir su lugar preciso porque una onda se extiende en el espacio. Una de las consecuencias más importantes de la naturaleza dual de la materia es el principio de incertidumbre, el cual fue formulado por el físico alemán Werner Heissenberg. El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que es imposible conocer simultáneamente el momento (p, definido como el producto de la masa por la  velocidad) y la posición (x) de una partícula con certidumbre. Expresado en forma  matemática, se escribe ΔxΔp ≥ h/4πn donde Δx y Δp son las incertidumbres en las mediciones de posición y, respectivamente. La ecuación anterior expresa que si se realiza la medición de una partícula con mayor precisión (esto es, si Δp se hace una cantidad pequeña), el conocimiento de la posición se hará correspondientemente menos preciso (esto es, Δx se hará mayor). De modo similar, si la posición de una partícula se conoce con precisión, entonces la medición debe ser menos exacta.

Ecuación de onda de Schrödinger

En 1926 Erwin Schrödinger utilizando una técnica matemática complicada, formuló la tan buscada ecuación. La ecuación de Schrödinger inició una nueva era para la Física y la Química, porque abrió un nuevo campo, la mecánica cuántica (también llamada mecánica ondulatoria). El desarrollo de la teoría cuántica de 1913 fue el tiempo en que Bohr presentó su análisis del átomo de hidrógeno a 1926 se refiere ahora como "la vieja teoría cuántica”. Aunque esta ecuación diferencial era continua y proporcionaba soluciones para todos los puntos del espacio, las soluciones permitidas de la ecuación estaban restringidas por ciertas condiciones expresadas por ecuaciones matemáticas llamadas funciones propias Así, la ecuación de onda de Schrödinger sólo tenía determinadas soluciones discretas; estas soluciones eran expresiones matemáticas en las que los números cuánticos aparecían como parámetros (los números cuánticos son números enteros introducidos en la física de partículas para indicar las magnitudes de determinadas cantidades características de las partículas o sistemas). La ecuación de Schrödinger se resolvió para el átomo de hidrógeno y dio resultados que encajaban sustancialmente con la teoría cuántica anterior. Además, tenía solución para el átomo de helio, que la teoría anterior no había logrado explicar de forma adecuada, y también en este caso concordaba con los datos experimentales. Las soluciones de la ecuación de Schrödinger también indicaban que no podía haber dos electrones que tuvieran sus cuatro números cuánticos iguales, esto es, que estuvieran en el mismo estado energético. Esta regla, que ya había sido establecida empíricamente por Wolfgang Pauli en 1925, se conoce como principio de exclusión

Teoría cuántica y Principio de dualidad. Postulado de DE Broglie

Teoría cuántica

La teoría o mecánica cuántica es una de las ramas principales de la Física y uno de los más grandes avances del siglo XX en el conocimiento humano. Explica el comportamiento de la materia y de la energía. Su aplicación ha hecho posible el descubrimiento y desarrollo de muchas tecnologías, como por ejemplo los transistores, componentes profusamente utilizados en casi todos los aparatos que tengan alguna parte funcional electrónica. La  teoría cuántica describe, en su visión más ortodoxa, cómo en cualquier sistema físico –y por tanto, en todo el universo– existe una diversa multiplicidad de estados, los cuales habiendo sido descritos mediante ecuaciones matemáticas por los físicos, son denominados estados cuánticos. De esta forma la mecánica cuántica puede explicar la existencia del átomo y desvelar los misterios de la estructura atómica, tal como hoy son entendidos; fenómenos que no puede explicar debidamente la física clásica o más propiamente la mecánica clásica. De forma específica, se considera también mecánica cuántica, a la parte de ella misma que no incorpora la relatividad en su formalismo, tan sólo como añadido mediante la teoría de perturbaciones.

Principio de dualidad. Postulado de DE Broglie

En 1924 Louis De Broglie proporcionó una solución a este acertijo. De Broglie razonó como sigue: si las ondas luminosas se pueden comportar como un rayo de partículas (fotones), entonces quizás las partículas como los electrones pueden poseer 46 propiedades ondulatorias. De acuerdo con De Broglie, un electrón enlazado a un núcleo se comporta como onda estacionaria.

Algunos puntos de la cuerda, llamados nodos, no se mueven en absoluto, esto es, la amplitud de la onda en estos puntos es cero. En cada extremo hay un nodo, y puede haber otros entre ellos. A mayor frecuencia de la vibración, menor es la longitud de la onda estacionaria y mayor el número de nodos. De Broglie argumentó que si el electrón se comporta en realidad como una onda estacionaria en el átomo de hidrógeno, entonces la longitud de onda debe caber exactamente en la circunferencia de la órbita. De lo contrario, la onda se cancela en forma parcial a sí misma en cada circunvolución sucesiva; eventualmente la amplitud de la onda se reducirá a cero, y la onda no existiría. 

 

Teoría atómica de Bohr-Sommerfeld

Teoría atómica de Bohr-Sommerfeld

El modelo atómico ideado por Ernest Rutherford a principios del siglo XX describía el átomo de hidrógeno como un sistema compuesto por un núcleo masivo de carga eléctrica positiva y dimensiones mínimas en torno al cual se movía un electrón negativo. Cuando este modelo se mostró insuficiente, Niels Bohr introdujo una serie de postulados cuánticos que establecieron un nuevo marco conceptual para el desarrollo de la teoría atómica.

El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo.

Bohr supuso que el electrón sólo puede describir ciertas órbitas circulares alrededor del núcleo.

El físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951) completó este modelo atómico de Bohr considerando que las órbitas descritas no eran circulares, sino elípticas.

En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas.

La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1.

Las órbitas con:

l = 0 se denominarían posteriormente orbitales "s" o Sharp

l = 1 se denominarían "p" o principal.

l = 2 se denominarían "d" o diffuse.

l = 3 se denominarían "f" o fundamental.

Teoría atómica de Bohr

Teoría atómica de Bohr

Entre 1911 y 1913 existió gran incertidumbre acerca de la estructura atómica. Se había descartado el modelo de J.J.Thomson porque no pudo explicar la desviación de los rayos alfa; el modelo de Rutherford estaba de acuerdo con los experimentos de desviación de partículas alfa, pero éste, además de ser inestable (porque el electrón perdía energía en forma de radiación electromagnética), no podía explicar la naturaleza de los espectros de emisión y absorción atómica.

En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica de Max Planck.

Niels Bohr no desechó totalmente el modelo planetario de Rutherford, sino que incluyo en las restricciones adicionales. Para empezar, consideró no aplicable el concepto de la física clásica de que una carga acelerada emite radiación continuamente.

Según la teoría cuántica de Planck, la absorción y emisión de energía tiene lugar en forma de fotones o cuantos. Bohr usó esta misma idea para aplicarla al átomo; es decir, el proceso de emisión o absorción de radiación por un átomo solo puede realizarse en forma discontinua, mediante los fotones o cuantos que se generen por saltos electrónicos de un estado cuantiado de energía a otro.

El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus espectros de emisión y absorción.

Modelo atómico de Bohr

1. Primer Postulado: Estabilidad del Electrón

Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción coulómbica entre el electrón y el núcleo, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica.

Las únicas fuerzas que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza centrífuga.

2. Segundo Postulado: Orbitas o niveles permitidos

En lugar de la infinidad de órbitas posibles en la mecánica clásica, para un electrón solo es posible moverse en una órbita para la cual el momento angular L es un múltiplo entero de la constante de Planck h.

3. Tercer Postulado: Niveles Estacionarios de Energía

Un electrón que se mueva en una de esas órbitas permitidas no irradia energía electromagnética, aunque está siendo acelerado constantemente por las fuerzas atractivas al núcleo. Por ello, su energía total E permanece constante.

4. Cuarto Postulado: Emisión y Absorción de Energía

Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de energía Ei cambia discontinuamente su movimiento de forma que pasa a otra órbita de energía Ef se emite o absorbe energía electromagnética para compensar el cambio de la energía total. La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef) dividida por la constante de Planck h.

Efecto fotoeléctrico y "Espectros de emisión y series espectrales"

El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz en 1887, al observar que el arco que salta entre dos electrodos conectados a alta tensión alcanza distancias mayores cuando se ilumina con luz ultravioleta que cuando se deja en la oscuridad.

Espectros de emisión y series espectrales

Son aquellos que se obtienen al descomponer las radiaciones emitidas por un cuerpo previamente excitado.

- Los espectros de emisión continuos se obtienen al pasar las radiaciones de cualquier sólido incandescente por un prisma. Todos los sólidos a la misma Temperatura producen espectros de emisión iguales.

                                                     

SERIES ESPECTRALES

Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida;

• Serie Lyman: zona ultravioleta del espectro.

• Serie Balmer: zona visible del espectro.

• Serie Paschen zona infrarroja del espectro.

• Serie Bracket: zona infrarroja del espectro.

• Serie Pfund: zona infrarroja del espectro.

ESPECTRO: Del latín spectrum (imagen), se puede definir el e. en Física como una sucesión ordenada de radiaciones (v.) electromagnéticas.

Teoría ondulatoria de la luz

Teoría ondulatoria de la luz

Propiedades de las ondas: Una onda se puede considerar como una perturbación vibracional por medio de la cual se trasmite la energía.  La velocidad de la onda depende del tipo de onda y de la naturaleza del medio a través del cual viaja. Las propiedades fundamentales de una onda se pueden mostrar tomando un ejemplo familiar: las ondas de agua. Las ondas de agua se generan por diferencias en la presión de la superficie del agua en varias regiones. Si se observa en forma cuidadosa el movimiento de la onda de agua a medida que afecta el movimiento, se encuentra que es de carácter periódico; esto es, la forma de la onda se repite a sí misma en intervalos regulares. La distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas se llama longitud de onda (λ, lambda). La frecuencia (ν, nu) de la onda es el número de onda que pasa a través de un punto específico en un segundo, En este caso, la frecuencia corresponde al número de veces por segundo que se completa un ciclo con movimientos ascendente descendente. La amplitud es la distancia vertical de la línea media de la onda a la cresta o al valle.

Base experimental de la teoría cuántica

Base experimental de la teoría cuántica

La teoría cuántica, es una teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck. En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones.

Propuso el modelo ondulatorio, en el que se defendía que la luz no era más que una perturbación ondulatoria, parecida al sonido, y de tipo mecánico pues necesitaba un medio material para propagarse. Supuso tres hipótesis: 1.- Todos los puntos de un frente de ondas eran centros emisores de ondas secundarias; 2.- De todo centro emisor se propagaban ondas en todas direcciones del espacio con velocidad distinta en cada medio; 3.- Como la luz se propagaba en el vacío y necesitaba un material perfecto sin rozamiento, se supuso que todo el espacio estaba ocupado por éter, que hacía de soporte de las ondas.

Es aquel que además absorbe toda la radiación que llega a él sin reflejarla, de tal forma que sólo emite la correspondiente a su temperatura. A fines del siglo XIX fue posible medir la radiación de un cuerpo negro con mucha precisión. La intensidad de esta radiación puede en principio ser calculada utilizando las leyes del electromagnetismo.  Quien logró explicar este fenómeno fue Max Planck, en 1900, que debió para ello sacrificar los conceptos básicos de la concepción ondulatoria de la radiación electromagnética.  Para resolver la catástrofe era necesario aceptar que la radiación no es emitida de manera continua sino en cuantos de energía discreta, a los que llamamos fotones.

Consiste en la emisión de electrones por un metal o fibra de carbono cuando se hace incidir sobre él una radiación electromagnética (luz visible o ultravioleta, en general).

Radiactividad

Radiactividad

La radiactividad es una propiedad de los isótopos que son "inestables", es decir, que se mantienen en un estado excitado en sus capas electrónicas o nucleares, con lo que, para alcanzar su estado fundamental, deben perder energía.

En 1895, el físico alemán Wilhelm Rontgen observó que cuando los rayos catódicos  incidían sobre el vidrio y los metales, hacían que éstos emitieran unos rayos  desconocidos. Estos rayos muy energéticos eran capaces de atravesar la materia,  oscurecían las placas fotográficas, incluso cubiertas, y producían fluorescencia en  algunas sustancias. Debido a que estos rayos no eran desviados de su trayectoria por  un imán, no podían contener partículas con carga, como los rayos catódicos. Rontgen  les dio el nombre de rayos X, por su naturaleza desconocida. Poco después del descubrimiento de Rontgen, Antoine Becquerel, profesor de física en París, empezó a estudiar las propiedades fluorescentes de las sustancias.  Accidentalmente encontró que algunos compuestos de uranio oscurecían las placas  fotográficas cubiertas, incluso en ausencia de rayos catódicos. Al igual que los rayos X,  los rayos provenientes de los compuestos de uranio resultaban altamente energéticos y  no los desviaba un imán, pero diferían de los rayos X en que se emitían de manera espontánea. Marie Curie, discípula de Becquerel, sugirió el nombre de radiactividad  para describir esta emisión espontánea de partículas o radiación. Desde entonces se  dice que un elemento es radiactivo si emite radiación de manera espontánea. La desintegración o descomposición de las sustancias radiactivas, como el uranio,  produce tres tipos de rayos diferentes. Dos de estos rayos son desviados de su  trayectoria por placas metálicas con cargas opuestas. Los rayos alfa (α) constan de partículas cargadas positivamente, llamadas partículas  α, que se apartan de la placa con carga positiva. Los rayos beta (β), o partículas β, son electrones y se  alejan de la placa con carga negativa. Un tercer tipo de radiación consta de rayos de  alta energía, llamados rayos gamma. Al igual que los rayos X, los rayos   no presentan carga y no les afecta un campo externo.

Rayos Catódicos y Rayos anódicos

Rayos Catódicos y Rayos anódicos

Los rayos catódicos:

Los rayos catódicos son corrientes de electrones observados en tubos de vacío, es decir los tubos de cristal que se equipan por lo menos con dos electrodos, un cátodo y un ánodo en una configuración conocida como diodo. Cuando se calienta el cátodo, emite una cierta radiación que viaja hacia el ánodo.

El primer experimento interesante que condujo a un modelo sobre la composición de los átomos, fue hecho por el físico inglés J. J. Thomson, entre los años 1898 a 1903, quién estudió la descarga eléctrica que se produce dentro de tubos al vacío parcial(algo de aire), llamados Tubos de rayos catódicos. El aire enrarecido sirve efectivamente para que, si alguna partícula pequeña se desplaza y choca una molécula de Nitrógeno u Oxígeno, se produzca una iluminación en la dirección del flujo de partículas de modo que pueda ser identificado. Thomson encontró que cuando un voltaje suficientemente alto (proveniente de una pila o bobina) era aplicado entre los electrodos como lo muestra la Figura, un rayo que el llamó rayos catódicos (porque comenzaba en el electrodo negativo de la pila), se producía. Este rayo viajaba hacia el electrodo (+) por lo que dedujo que se trataba de un flujo de partículas repelidas por el electrodo (-) que necesariamente significaba que eran partículas cargadas (-) atraídas por el electrodo (+) y que llamó desde entonces electrones e- .

Rayos anódicos

Los rayos anódicos: también conocidos con el nombre de canales o positivos, son haces de rayos positivos construidos por cationes atómicos o moleculares que se desplazan hacia el electrodo negativo en un tubo de Crookes.

Es un fenómeno químico-físico por el cual algunos cuerpos o elementos químicos, llamados radiactivos, emiten radiaciones que tienen la propiedad de impresionar placas radiográficas fecisterografias, ionizar gases, producir fluorescencia, atravesar cuerpos opacos a la luz ordinaria, entre otros.

Descubrimiento del protón: Si se realiza la misma experiencia del tubo de descarga pero con la modificación de que el cátodo esté perforado, tal como lo hiciera Goldstein en 1886, se observa que en la parte posterior del cátodo aparecen rayos luminosos llamados rayos anódicos ó canales. Experimentos posteriores demostraron que los rayos anódicos son partículas de carga positiva debido a su comportamiento frente a los campos eléctricos y magnéticos. Pero estos rayos NO se producen en el ánodo sino que tienen su origen en el choque de los electrones de suficiente energía con los átomos neutros del gas contenido en el tubo a quienes arrancan nuevos electrones dejando partículas positivas residuales que se dirigen aceleradas al cátodo y algunas lo atraviesan. Estas partículas positivas se desvían en sentido inverso a los rayos catódicos frente a campos eléctricos y magnéticos. Midiendo la relación masa/carga se encontró que son mucho más pesadas que los electrones y que dependía del gas encerrado en el tubo.    

Átomo y sus partículas subatómicas

El átomo y sus partículas subatómicas

Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una partícula elemental o una compuesta, a su vez, por otras partículas subatómicas, como son los quarks, que componen los protones y neutrones.

Estructura atómica

La idea de la existencia de átomos se remonta al año 500 a.C. porque ya Demócrito consideraba que la materia se componía de partículas indivisibles denominadas átomos.

Pero el inicio real de la teoría atómica no tuvo lugar hasta fines del siglo XIX. El primer desarrollo sobre el átomo fue el de Dalton en su teoría atómica, la cual puede resumirse así: los átomos son las partículas básicas de la materia, pequeñas esferas compactas e indivisibles que son idénticas (misma masa y propiedades) para un mismo elemento, pudiéndose agrupar átomos de distintos elementos en relaciones sencillas para formar moléculas también compactas.

Esta teoría explicaba las leyes de constancia de masa, constancia de composición, combinación en proporciones múltiples y recíprocas y muchas propiedades generales de la materia, pero al querer explicar ciertos fenómenos, surgía a necesidad de aceptar que los átomos debían ser más complicados de lo que se creía.