La física atómica es una rama o campo de la física que se encarga del estudio del comportamiento, estructura y propiedades de los átomos (electrones y núcleos atómicos), es por eso que esta rama de la física recibe este nombre, ya que se encarga puntualmente del átomo.
Para entender que es la física atómica hay que primero saber que la materia que conocemos esta formada por átomos. El átomo es la parte mas pequeña de un elemento químico que posee la propiedades de dicho elemento. Las partes de un átomo que actualmente se conocen gracias a procesos físicos, se diferencian por completo del átomo mismo; por otra parte, los distintos átomos están formados de las mismas partes constitutivas. La física atómica trata de dar un explicación a todos los fenómenos y comportamientos que suceden en el átomo.
EL ÁTOMO NUCLEAR:
El primer indicio de la existencia de los átomos fue encontrado por el científico británico John Dalton en 1808, el cual postulaba que la materia esta formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos y estas son indivisibles y no se pueden destruir.
Sin embargo, aun quedaban enigmas acerca de la estructura del átomo. Fue entonces cuando el científico británico J.J Thomson descubrió en 1897 el electrón, una partícula subatómica con carga negativa y en 1904 propuso el modelo atómico del "puding de pasas", que consistía en una esfera positiva (el puding) que llenaba todo el volumen del átomo, con una serie de electrones mas pequeños (las pasas) que se movían de un lado a otro por el interior del "puding". Sin embargo, Thomson no logro proporcionar una explicación acerca de los espectros atómicos (la radiación electromagnética absorbida por un átomo), que para la época, era el mayor de los cuestionamientos que se hacían los científicos.
>EL DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO: Un momento importante que ocurrió para comprender la estructura atómica tuvo lugar entre 1909-1910. Ernest Rutherford, un físico nacido en Nueva Zelanda, había estado estudiando el fenómeno de la radioactividad y en el año 1907 se traslado a la universidad de Manchester en Inglaterra donde intento determinar la estructura atómica utilizando partículas alfa (átomos de helio doblemente ionizados, que se emiten en algunas desintegraciones radioactivas) como sondas. Dos colaboradores de Rutherford, Geiger y el estudiante Marsden se dedicaron a bombardear fina laminas de una partícula alfa y un único átomo de oro. La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lamina de oro sufriendo una pequeña deflexion, pero algunas partículas eran deflectadas con ángulos muy pronunciados, e inclusión salían directamente rebotadas hacia atrás.
Con este experimento Rutherford propuso un nuevo modelo atómico, en el que la carga positiva del átomo se localiza en un núcleo diminuto, que puede deflectar las partículas alfa de forma significativa.
Las distancias entre los núcleos (10^-10m) explica porque la mayoría de las partículas alfa atraviesan la lámina con una deflexión muy pequeña, mientras que la carga del núcleo explicaba la retrodispersión de los rayos. Estableció ademas que el radio del núcleo es de 1 femtómetro, mientras que el radio atómico es unas 100.000 veces mas grande.
Rutherford en 1919 por primera vez logró transformar un núcleo de nitrógeno en un núcleo de oxígeno (proceso llamado trasmutación, largamente buscado por los antiguos alquimistas). Para ello bombardeó nitrógeno con partículas alfa. En el momento de la explosión del núcleo de nitrógeno se emite un protón.
>LA SERIE DE BALMER: Los científicos conocían los espectros atómicos desde principios del siglo XIX y estaban intrigados por los patrones que podían percibirse en la en la disposición de las lineas espectrales, los patrones mas visibles eran los del hidrógeno
https://fismoderna.wikispaces.com/Espectros+at%C3%B3micos?responseToken=0d004095aeea6f40d625f6fd72a76e58f
En 1885, el profesor suizo Joham Balmer determinó que las longitudes de onda visibles para el hidrógeno se ajustaban a la siguiente fórmula:
donde k= 3, 4 , 5 y 6. Por ejemplo, la fórmula de balmer para k= 3 es:
Este resultado corresponde a la línea espectral del color rojo que se observó en la anterior imagen.
Balmer predijo que las líneas espectrales correspondientes a enteros de valor superior podrían observarse en el ultravioleta. El conjunto completo de líneas espectrales, que incluye todos los posibles valores de k se denomina serie de Balmer.
en 1890, el físico sueco Johannes Rydberg determinó una forma más general de la fórmula de Balder:
donde n1 y n2 son enteros, con n1<n2 y RH= 1,097 X 10^7 m-1
TEORÍA DE BOHR: En 1912, Niels Bohr consideró que el modelo nuclear de Rutherford era convincente, y trato de encontrar un marco teórico que permitiera predecir las líneas espectrales observadas en el experimento que Rutherford hizo. El modelo de Bohr era una mezcla de conceptos clásicos y cuánticos, el físico danés lo construyó basándose en cuatro supuestos generales:
- El electrón orbita alrededor del núcleo describiendo una órbita circular. Pero solo se permiten ciertas órbitas específicas y por lo tanto solo se permiten ciertas energías del electrón. Esas órbitas corresponden con los estados estacionarios del átomo.
- Solo se emite radiación electromagnética cuando un electrón realiza una transición desde un estado estacionario a otro. La diferencia de energía ΔE entre los estados se manifiesta en forma de energía del fotón emitido: ΔE = hf
- La física clásica gobierna las órbitas del electrón en los estados estacionarios, pero las reglas de la dinámica clásica no se aplican a las transiciones entre estas dos.
- El momento angular L de cada estado estacionario está cuantizado:
donde n = 1, 2 ,3,... es el número cuántico que caracteriza a cada órbita concreta.
https://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Bohr
La orbita mas baja con n=1 es el estado fundamental, correspondiendo las órbitas superiores (n>1) a los estados excitados.
El cuarto supuesto de Bohr cuantiza el momento angular, y junto con el tercero lleva a que las energías de los electrones están cuantizadas.
El electrón en órbita alrededor del núcleo tiene una energía cinética K= ½ mv2 mientras que la energía potencial U del átomo es el resultado de la interacción entre las cargas +e (el núcleo) y -e (el electrón) separadas por una distancia r:
La energia total del átomo que se conserva es E= K + U:
La segunda ley de Newton aplicada al electrón en órbita conduce a mv^2 = ke^2 / r. En la fórmula de la energía total E del átomo se obtiene:
es decir, 
(Energia del atomo)
El momento angular L= I w donde I es el momento de inercia y w es la velocidad angular, se combina con la fórmula I= mr2 y w= v/r y el cuarto supuesto de Bohr, para obtener el momento angular cuantizado:
Despejando la celeridad orbital v
o 
Igualandola con la expresión V2= ke2 / mr
Despejando la variable que indica los radios orbitales permitidos:
El valor entre paréntesis tiene unidades de longitud y se denomina radio de Bohr, ao. Numéricamente:
= (6,626x10-34 J.s)2/
4π2 (9,11x10-31 kg)(8,99x109 N.m2 ) 1,60x10-19C)2
4π2 (9,11x10-31 kg)(8,99x109 N.m2 ) 1,60x10-19C)2
= 5.96x10-11 m
Este valor es aproximadamente igual al tamaño de un átomo. En general, el radio del átomo de hidrógeno en el n-ésimo estado cuántico es:
n= 1, 2, 3,... (Radio del átomo de Bohr; unidades SI:m)
La energía E correspondiente se obtiene sustituyendo la anterior ecuación por la Ecuación de la energía del átomo:
El valor entre paréntesis es una combinación de constantes que tiene dimensiones de energía y que se designa con el valor EO = 2,18 X 10-18J. Entonces la energía del n-ésimo estado cuántico será:
n=1,2,3,... (Energia del atomo de Bohr; unidades SI: J)
EL ÁTOMO DE BOHR Y EL ESPECTRO DEL HIDRÓGENO:
En el modelo de bohr, el átomo puede efectuar una transición entre un estado cuántico y otro. Si el átomo cae de un estado superior a uno inferior, la energía perdida por el átomo se manifiesta en forma de un fotón de energía hf. Una transición entre dos estados cuánticos específicos produce siempre un fotón con la misma longitud de onda y energia especifica, lo que explica porque solo se pueden observar ciertas longitudes de onda.
Por ejemplo, un átomo de hidrógeno sufre una transición entre el estado n=3 y el n=2. Con esto se puede obtener la energía del fotón emitido:
Efoton= E3 -E2 = -1,51eV-(-3,40eV) = 1,89eV
es decir 3,03x10-19 J. Con E= hc/ λ para un fotón, la longitud de onda de dicho fotón será:
= (6,626x10-34 J) 3,00 X 108 m/s) / 3,03x10-19 J = 6,56X10-7 m = 656 nm
Lo que corresponde con la línea espectral roja de la serie de Balmer.
De forma más general, Bohr demostró que sus niveles cuantizados de energía explicaban todas las longitudes de onda predichas por la ecuación de Rydberg. Por ejemplo, si un átomo de hidrógeno efectúa una transición entre un nivel superior y un nivel inferior, entonces el átomo emite un fotón de energía
Con Efoton = hc/ λ , estos nos da
Esto corresponde con la ecuación de Rydberg, siempre que RH = Eo / hc. Evaluando la constante Eo /hc de forma numérica:
Eo/hc = 2,18x10-18 / (6,626x10-34 J.s) (3,00x108 m/s)= 1,097x107 m-1
OTRAS SERIES ESPECTRALES:
La serie de Balmer es el resultado de las transiciones que finalizan en el estado n=2. La teoría de Bohr y el diagrama de niveles de energía del hidrógeno sugiere que deberían existir series adicionales con diferentes estado de energía finales. Esas transiciones dan como resultado la serie de Lyman de líneas espectrales; en esta serie, las flechas representan transiciones hacia el n=1 y son las mas largas, estas representan energías superiores ´para los fotones. La serie de Lyman corresponde con fotones ultravioleta de longitud de onda mas corta. Cuando las transiciones terminan en n=3 se da la serie de Paschen; la banda de energía entre este nivel y los niveles superiores no es tan grande, se utilizan flechas mas cortas, los fotones de menor energía que corresponden a estas transiciones están en el infrarrojo.
http://la-mecanica-cuantica.blogspot.com.co/2009/08/el-modelo-planetario-planetario-de-bohr.html
ESPECTROS DE EMISIÓN Y DE ABSORCIÓN:
La serie de Balmer para el hidrógeno obtenida a partir de un tubo de descarga lleno de gas hidrógeno, cuando se le excita mediante una corriente eléctrica, el hidrógeno adquiere un resplandor muy brillante, siendo el color resultante una mezcla de las cuatro longitudes de onda visibles de Balmer. Una red de difracción permite separar las líneas individuales. Esto es lo que se conoce con el nombre de espectro de emisión, es denominado así porque es el resultado de que los átomos emiten fotones al efectuar transiciones descendentes.
Ahora, el espectro solar (que será mostrado a continuación) es un espectro de absorción, el cual es un espectro continuo en el que simplemente faltan ciertas longitudes de onda. Lo que sucede en este caso es que el gas difuso (hidrógeno) de la atmósfera solar absorbe ciertas longitudes de onda específicas de la radiación continua de cuerpo negro emitida por la densa superficie solar. Estas longitudes de onda corresponde a los fotones que disponen de las energías correctas para producir transiciones ascendentes entre estados atómicos. Por lo tanto, las líneas de absorción para el hidrógeno se encuentran en las longitudes de onda correspondientes a las líneas de Balmer y a las otras series.
VALORACIÓN DEL MODELO DE BOHR:
A pesar de que la teoría cuántica de Bohr permite predecir el espectro del hidrógeno, esta no era perfecta. La teoría de Bohr presupone que el núcleo se encuentra en reposo, pero la Física clásica dice que el núcleo y el electrón debería orbitar, ambos, alrededor de su centro de masas común. Para corregir la teoría de Bohr teniendo en cuenta lo que la física clásica propone, hay que sustituir la masa m del electrón por la masa reducida µ, definida como:
donde M es la masa del núcleo. Dado que m/M= 1/1840 para el hidrógeno, la corrección es pequeña. Sin embargo, esta corrección afecta el radio de Bohr y la constante de Rydberg, además proporciona resultados mas precisos que la versión mas simple.
La teoría atómica de Bohr también funciona para átomos con un único electrón como el He+. En este caso se hace la corrección para tener en cuenta la mayor masa nuclear ( (equivalente a cuatro veces la del hidrógeno) y la mayor carga nuclear (+2e para Helio). El núcleo correspondiente al número atómico Z de la tabla periódica tiene una carga +Ze. Si se utiliza la carga nuclear Ze en todos los cálculos de la teoría de Bohr, se llega a que la constante de Rydberg es mayor que la del hidrógeno, según el factor Z2. Esta corrección concuerda con los espectros observados para He+ y para otros átomos mono-eléctricos como el Li2+, Be3+, etc.
NÚMEROS CUÁNTICOS Y ESPECTROS ATÓMICOS:
La teoría atómica de Bohr permitia explicar el hidrógeno pero no los átomos con múltiples electrones. Erwin Schrödinger invoco las ondas de la materia en su teoría cuántica, en la que todas las propiedades de una partícula estaban contenidas en su función de onda ψ.
Mas numeros cuanticos: La teoría ondulatoria de Schrödinger aplicada al átomo de hidrógeno predice los mismo niveles de energía de la teoría de Bohr mas antigua E= -Eo/n2, donde n (a la que ahora se le denomina numero cuántico principal) toma valores enteros 1, 2, 3, etc. La nueva teoría cuántica añadió otros dos números cuánticos: l el número cuántico orbital y Ml denominado numero cuántico magnético. Para describir el estado orbital de un electrón en el hidrógeno hacen falta los tres números cuánticos: n,l y ml. El número cuántico orbital l está relacionado con el momento angular del electrón, L. En la mecánica cuántica este valor está cuantizado de acuerdo a la regla:
(Momento angular orbital)
El número cuántico l toma valores enteros 0,1, 2, etc. pero con la restricción de que l<n. Por tanto, el estado fundamental del hidrógeno (n=1) requiere que l=0. Los estados excitados (n>1) permiten valores mayores que l. Por ejemplo con n=3 los valores permitidos de l son 0, 1 o 2.
El número cuántico magnético ml está restringido a valores enteros comprendidos entre +l y -l, incluyendo el 0. Por ejemplo si el número cuántico orbital es l=2, entonces los valores de ml son -2, -1, 0, 1 y 2.
En general, la relación entre ml y la componente z del momento angular Lz es:
Además, el electrón tiene un momento angular intrínseco denominado spin, este es un efecto de carácter puramente mecánico-cuántico. La propia existencia del electrón requiere que este tenga dicho momento angular intrínseco . Todo electrón tiene un momento angular spin con el mismo módulo S :
NOTACIÓN ESPECTROSCÓPICA: Los físicos utilizan una notación abreviada para describir los estados atómicos, notación que está basada en los números cuánticos n y l. Los diferentes estados l se designan mediante las letras s, p, d y f para l= 0, 1, 2 y . Por ejemplo, un estado con n=3 y l=2 es un estado 3d; un estado n=2 y l=0 es un estado 2s.
EL EFECTO ZEEMAN:
Las pruebas de los números magnéticos y orbital se pueden obtener mediante el efecto Zeeman, que es una subdivisión de las líneas espectrales cuando se sumergen los átomos en un campo magnético intenso. La subdivisión tiene lugar porque las energías para los diferentes valores de ml y ms adoptan valores diferentes en el seno de un campo magnético. Esto sucede porque el electrón en órbita alrededor del núcleo constituye un dipolo magnético que tiene una energía ligeramente distinta dependiendo de su orientación dentro del campo magnético. Cada estado ml diferente tiene una energía distinta, haciendo asi que existan transiciones con diferentes energías y por lo tanto, diferentes longitudes de onda fotónicas.
Cada línea se divide solo en tres líneas debido a la denominada regla de selección que limita las transiciones permitidas a aquellas para las que ml = 0 o +-1. Estas reglas aplicables a las transiciones de los electrones atómicos son:
Δn = nada
Δl = ± 1
Δ ml= 0 o ± 1
Δ ms= 0 o ± 1
Δ ml= 0 o ± 1
Δ ms= 0 o ± 1
Por ejemplo, la transición entre n=2 y n=3 en el hidrógeno, que genera la línea roja de la serie de Balmer. El número cuántico orbital debe cambiar en 1 en esta transición de l=2 a l=1 (Una transición 3d a 2p) la cual está prohibida para la regla número 2.
LOS ÁTOMOS MULTIELECTRÓNICOS:
Las teorías de Bohr y de Schrodinger no proporcionaban una explicación para la estructura de los átomos multielectrónicos, para ellos, se habla del principio de exclusión de Pauli.
El principio de exclusión de Pauli:
Por lo que se conoce del hidrógeno, se espera que todos los electrones terminen en el estado n=1 ya que es ese estado el que tiene asociada la energía mas baja, sin embargo no es lo que sucede en realidad. La razón por la que no sucede está enunciada en el principio de exclusión de Pauli el cual establece lo siguiente:
No puede haber dos electrones en un átomo en el mismo estado cuántico. Puesto que el estado cuántico de un electrón está especificado por sus cuatro números cuánticos, eso quiere decir que no puede haber dos electrones que tengan el mismo conjunto de números cuánticos.
Es importante presentar parte de la notación utilizada para describir los átomos multielectrónicos. Una capa está caracterizada por el número cuántico principal n y una subcapa se caracteriza mediante los valores tanto de n como de l. Por tanto, se puede hablar de la capa n=3 y de las subcapas 3s, 3p y 3d. La configuración electrónica de un átomo es una lista de cada subcapa ocupada, en la que se indica como superíndice el número de electrones existentes en dicha subcapa.
Por ejemplo, el litio tiene una configuración electrónica de 1s2 2s1, luego viene el berilio con cuatro electrones. Puesto que existen dos posibles orientaciones de spin, el principio de exclusión permite un segundo electrón en la subcapa 2s, por lo que la configuración electrónica del berilio es 1s1 2s2.
RADIACIONES ATÓMICAS:
La existencia de los niveles de energía cuantizada en los átomos a través de los espectros visible ultravioleta e infrarrojo, permite que hayan emisiones de rayos x atómicos , cuya explicación requiere el modelo de capas del que se habló anteriormente.
RAYOS X:
Los rayos X se generan cuando se aceleran los electrones en un tubo de vacío a través de una diferencia de potencial grande (el orden de los kilovoltios o los megavoltios) y luego esos electrones chocan contra un objetivo construido con un metal de alto punto de fusión como el tungsteno. Los electrones de alta energía se detienen rápidamente en el objetivo. Parte de su energía cinética provoca un efecto de calentamiento, pero buena parte de la misma emerge en forma de fotones de rayos X, lo cual es otro ejemplo de cómo las cargas aceleradas producen radiación electromagnética. Ya que los rayos X son el resultado del proceso de deceleración súbita de los electrones, está forma de generación de rayos X se denomina bremsstranhlung que es un término alemán para designar la “radiación de frenado”.
Existe una longitud de onda mínima λmin por debajo de la cual no se generan rayos X. Esto se debe a que la energía cinética de los electrones es K= eVo, donde Vo es la diferencia de potencial utilizada para acelerar los electrones. Los electrones pierden casi toda su energía cinética al chocar contra el objetivo; esa es la razón de que exista un espectro de rayos X continuo. La longitud de onda mas corta de dicho espectro (λmin) es la que se obtiene cuando un electrón pierde toda su energía cinética y K= eVo. La energía perdida aparece en forma de fotón puesto que la energía del fotón es E= hc/λ se tiene que:
La combinación hc/e es igual a 1240 V.m. Por lo tanto, la longitud de onda mínima de los rayos X en función del potencial de aceleración Vo es:
(Regla de Duane-Hunt)
En medicina los rayos X no se emplean solo para propositos de diagnostico, sino también para tratar el cáncer. Está aplicación requiere rayos X de longitudes de onda extremadamente cortas, y correspondientemente de muy alta energía que puedan penetrar la piel del paciente y en el tejido subyacente hasta llegar al tumor. Dependiendo del tipo de cáncer,, los especialistas en rayos X utilizan potenciales de aceleración que pueden llegar hasta los 25MV.
Bibliografía:
Rex, A. Wolfson, R. Fundamentos de Física. Madrid: Editorial Pearson; 2011.
Enciclopedia. La Biblia de la Física y Química. Barcelona: Editorial Lexus;
2013.
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