PRINCIPIOS DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA

ESTRUCTURA Y MASA DEL ÁTOMO.

La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecundada en el desarrollo posterior de la Química, pues un fue hasta fines del siglo XIX en que fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de las ideas de Dalton acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la Química los resultados brillantes de la teoría atómica.

Los átomos están constituidos por protones, neutrones y electrones. Los protones están cargados positivamente y se encuentran reunidos con los neutrones (sin carga) en el núcleo. Los electrones, que tienen una carga negativa igual en magnitud a la carga positiva del protón, se mueven en el espacio que rodea al núcleo. Los protones y los neutrones tienen masas semejantes, aproximadamente 1800 veces mayor que la masa de un electrón. Casi toda la masa del átomo reside en el núcleo, pero son los electrones los que toman parte en los enlaces y en las reacciones químicas.

Cada elemento se distingue por el número de protones en su núcleo. Por lo general, el número de neutrones es semejante al número de protones, aunque puede variar. Los átomos que tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones se llaman isótopos. Por ejemplo, la especie más común de átomo de carbono tiene en su núcleo seis protones y seis neutrones. Su número de masa (la suma de protones y neutrones) es 12, y representamos su símbolo 12C. Aproximadamente 1% de los átomos de carbono tienen siete neutrones; el número de masa es 13, y el símbolo es 13C.

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO.

Las propiedades químicas de un elemento se determinan por el número de protones en su núcleo y el correspondiente número de electrones alrededor del mismo. Los electrones son los que forman enlaces y determinan la estructura de las moléculas resultantes. Como son pequeños y livianos, muestran propiedades tanto de partículas como de ondas; en muchos aspectos, los electrones en los átomos y las moléculas se comportan mas como ondas que como partículas.

Los electrones que están unidos a los núcleos se encuentran en orbítales. El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que nunca se puede determinar con exactitud dónde se encuentra el electrón; pero aun cuando no se conozca su lugar exacto, podemos hablar de la densidad electrónica, que es la probabilidad de encontrar al electrón en una parte determinada del orbital. Por tanto, un orbital es un estado permitido de energía de un electrón, con una función asociada de probabilidad que define la distribución de la densidad electrónica en el espacio.

3. HECHOS QUE DEMUESTRAN LA NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA.

La idea de que la materia está compuesta en última instancia por partículas discretas, es muy antigua. Cerca del año 400 a.C. se enunció esta idea en los escritos de Deócrito, filosofo griego, quien aparentemente había sido iniciado en ella por su maestro, un hombre llamado Leucipo. La idea fue rechazada por Platón y Aristóteles, no siendo sino hasta el año 1650 de nuestra era cuando se la presentó de nuevo, esta vez por el físico italiano Gassendi. Sir Isaac Newton (1642-1727) apoyó las argumentaciones de Gassendi con estas palabras:

…….parece probable que Dios, en el Inicio, formo la materia en partículas sólidas, masivas, duras, impenetrables y móviles de Tamaños y Formas tales, y con tales otras Propiedades, y en tales Proporciones respecto al Espacio, como fuera mas conducente al Fin para el cual las formó…

Antes de 1800, la idea de que la materia es particulada por naturaleza se basó en gran parte en la intuición de quines se adherían a tal idea. Quizá el más notable de ellos fue el químico ruso Mikhail Lomonosov (1711-1765), quien especuló sobre la naturaleza y movimientos de las diminutas partículas de que se compone la materia. Sus ideas se anticiparon cuando menos en un siglo a la teoría cinética de los gases y al concepto de la energía térmica.

En 1808 un maestro inglés de escuela, John Dalton, empleando su notable percepción científica, formuló una explicación de muchas leyes hasta entonces conocidas en química, las que desde entonces se conocieron como teoría atómica. Supuso que los elementos se componen de partículas diminutas llamadas átomos. Además propuso que todos los átomos de una sustancia elemental dada son semejantes y que las sustancias compuestas se forman cuando uno o más átomos de un elemento se combinan en proporción definida con uno o más átomos de otro elemento. Esta teoría, aunque simple, fue muy conveniente ya que explicaba hechos experimentales y generalizaciones deducidas de ellos.

Si bien algunas de las ideas de Dalton fueron insostenibles al ir sabiendo los químicos más respecto a la estructura de la materia, los puntos esenciales de su teoría han soportado la prueba del tiempo. Tres de los principales postulados de Dalton, que ahora forman la moderna teoria atómica, se da a continuación con ejemplos, para ilustrar el significado de cada uno.

1. Un elemento está compuesto de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Los átomos de un mismo elemento exhiben todas propiedades químicas idénticas.

Así el oxígeno esta compuesto de átomos de oxígeno, todos los cuales se comportan químicamente de la misma manera.

2. Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes propiedades químicas. Ningún átomo de un elemento, en el curso de una reacción química ordinaria, desaparece o se cambia en un átomo de otro elemento.

El comportamiento químico de los átomos de oxígeno es diferente del de los átomos de hidrógeno o de la cualquier otra clase de átomos. Cuando se combinan mutuamente las sustancias elementales oxígeno e hidrógeno, todos los átomos de hidrógeno y todos los átomos de oxígeno que reaccionan se encuentran presentes en el agua formada, y en el proceso no se han formado átomos de cualquier otro elemento.

3. Se forman las sustancias compuestas cuando se combinan átomos de más de un elemento. En un compuesto puro dado, los números relativos de átomos de los elementos presentes son definidos y constantes. En general, estos números relativos pueden expresarse como enteros o como fracciones simples.

En la sustancia compuesta agua, están combinados mutuamente átomos de oxígeno y átomos de hidrógeno. Por cada átomo de de oxígeno presente, hay siempre dos átomos de hidrógeno. El amoniaco, un compuesto gaseoso de nitrógeno e hidrógeno, contiene siempre tres átomos de hidrógeno por cada átomo de nitrógeno.

El segundo postulado ofrece una explicación obvia de la ley de conservación de la masa, la cual en su forma moderna, estipula que no hay cambio perceptible de masa en una reacción química ordinaria. El tercer postulado explica la ley de composición constante: un compuesto, sea cual sea su origen o el método de preparación, siempre contiene los mismos elementos en a misma proporción por peso. Se ve claramente que si es fija la razón o proporción de átomos de los elementos de un compuesto, sus propiedades por peso también deben de ser fijas. La validez de esta ley fue generalmente casi en la misma época en que apareció la ley de Dalton.

Antes de 1808, muchos concordaban con el químico francés, Bertoller, quien creía que la composición de un compuesto podría variar dentro reamplios límites, dependiendo de la forma en que se le preparara. Joseph Proust, un expatriado francés que trabajaba en Madrid, refutó las ideas de Berthollet mostrando que los “compuestos” que Berthollet había citado eran en realidad mezclas.

El tercer postulado llevó a Dalton a formular otra de las leyes cuantitativas básicas de la química, la ley de proporciones múltiples, que enuncia: cuando dos elementos se combinan para formar mas de un compuesto las masas de un elemento que se combinan con una masa fija de otro elemento lo están en proporción o razón de pequeños números enteros, como 2:1.

A pesar del éxito de la teoría atómica de Dalton no fue aceptada inmediatamente por todos los científicos. Muchos químicos sentían que era una pérdida de tiempo especular sobre la naturaleza particulada de la materia, y que las leyes naturales deberían basarse exclusivamente sobre cantidades experimentalmente medidas. Aun en 1900, el bien conocido químico alemán, Ostwald, al escribir un libro de texto de química general, evitó deliberadamente toda mención de las partículas atómicas o de otras partículas elementales.

Hasta finales del siglo XIX los átomos eran considerados simplemente como minúsculas esferas cuya masa y naturaleza eran distintas de unos elementos a otros, y cuya unión daba lugar a la formación de las moléculas. Muchas propiedades generales de la materia podían interpretarse a partir de la existencia de estos átomos y moléculas, pero al querer explicar cualquier fenómeno físico o químico en la escala atómica era necesario aceptar que los átomos debían ser más complicados de lo que se creía.

La clasificación periódica de los elementos llevaba también a esta complejidad, y los fenómenos de electrolisis observados al pasar la corriente eléctrica a través de soluciones de muchas sustancias, mostraban que los átomos poseían, forzosamente, una estructura de naturaleza eléctrica. Al mismo tiempo, aunque se conocían detenidamente las propiedades de la electricidad, la cual se podía producir y transportar a voluntad, y utilizarse en múltiples aplicaciones, su esencia íntima permanecía en el misterio y únicamente se hablaba de un fluido que pasaba de unos cuerpos a otros al ponerse en íntimo contacto. Pero, ¿qué diferenciaba exactamente una esfera metálica sin carga eléctrica de la misma esfera cargada eléctricamente con electricidad positiva (la electricidad poseída por una varilla de vidrio después de frotada con una tela de seda) o con electricidad negativa (la electricidad adquirida por una barra de lacre o un pedazo de ámbar frotado con una tela de lana)?

El descubrimiento del electrón en 1897 no sólo permitió conocer la naturaleza íntima de la electricidad sino que, como partícula constituyente de todos los átomos, mostraba de modo experimental la complejidad de los mismos.

Por los comienzos del siglo XX, el conocimiento de la estructura atómica había adelantado hasta el punto de que los hombres de ciencia empezaban a especular acerca de la manera como estaban dispuestos en os átomos las cargas positivas y negativas. Parte del problema había sido resuelto cuando Rutherford descubrió la existencia de núcleos atómicos. Solo dos años después, en 1913, Niel Bohr presentó una teoría para la estructura del átomo de hidrógeno, que aporto muchísimo a nuestras ideas en cuanto a lo que se refiere al comportamiento de los electrones en los átomos.

Bohr basó su enfoque en el átomo nuclear de Rutherford y en la sugerencia de Planck de que los átomos y otras partículas pequeñas solo pueden poseer ciertas cantidades de energía definidas. Bohr supuso que un átomo de hidrógeno constaba de un protón central, alrededor del cual giraban un electrón en una orbita circular. Equilibrando la fuerza de atracción del electrón por el protón mediante la fuerza centrifuga debida al movimiento del electrón, pudo expresar la energía del átomo en términos del radio de la orbita del electrón. Bohr, en forma arbitraria y audaz, impuso una condición de cuanto en el momento angular “mvr” del electrón, que se expresa mediante la ecuación:

mvr = nh / 2

donde m es la masa electrónica, v de su velocidad, r el radio de la orbita, n un número cuántico que puede tener cualquier valor entero positivo (esto es, 1, 2, 3,….), y h es la constante de Planck.

Bohr demostró que su condición de cuanto limitaba las energías del átomo de hidrógeno a los valores expresados por la ecuación

E = - B / n2

Donde B es una constante igual a 2,179 x 10-11 ergios.

4. COMPONENETES DEL ÁTOMO.

Como toda teoría científica útil, la teoría atómica presentaba mas preguntas de las que resolvía. Aun antes de que las ideas de Dalton hubieran sido generalmente aceptadas, filósofos y científicos especulaban si los átomos, diminutos como eran, podrían a su vez ser desintegrados en partículas menores. Casi 100 años hubieron de pasar antes de que se pudiera responder a esto afirmativamente basándose en evidencias experimentales. Tres físicos efectuaron los primeros trabajos en esta área: El inglés J.J. Thomson, Ernest Rutherford, natural de nueva Zelandia y Robert . Millekan.

Las primeras evidencias convincentes de las partículas subatómicas provinieron de experimentos que requerían la conducción de la electricidad a través de gases a bajas presiones. Cuando se vacía parcialmente un tubo de rayos catódicos y se le conecta a una fuente de energía de alto voltaje, como una bobina de chispa, fluye corriente eléctrica a través del tubo.

Acompañando a este flujo eléctrico hay rayos de luz de color, que tienen su origen en el electrodo negativo (cátodo), las propiedades de los rayos catódicos, fueron estudiadas extensamente durante las tres últimas décadas del siglo XIX. En particular, se encontró que estos rayos sufrían una desviación, tanto por los campos eléctricos como los magnéticos. Mediante un estudio cuidadoso de la naturaleza de esta desviación, J. J. Tomson demostró en 1897 que los rayos consistían en una corriente desarticulas negativamente cargadas, que él llamó electrones. Thomson prosiguió para medir la proporción entre masa y carga del electrón, encontrando que

m / e = 5,69 x 10-9 g / culombio

El hecho de que esta relación sea más pequeña, en varios órdenes de magnitud, que la de cualquier otra especie cargada, implica que estamos ante una diminuta partícula subatómica.

En 1909 Millikan determinó la carga del electrón, empleando el experimento con gotas de aceite. Al medir el ritmo al que cae una gota de aceite entre las placas, es posible determinar la carga ejercida sobre la gota. Midió el efecto de un campo eléctrico sobre la frecuencia con la que unas gotas de aceite cargadas caían bajo la influencia de la gravedad. Pariendo de estos datos, calculó la carga de las gotas, encontrando que era siempre un múltiplo integral de la carga más pequeña. Suponiendo que la carga mas pequeña sea la del electrón, llegó a determinar un valor de 1,60 x 10-19 culombios. Combinando este número con la razón entre masa y carga ya citada, obtenemos para la masa del electrón:

m = (1,60 x 10-19 culombios) x (5,69 x 10-9 g/ culombios) = 9,11 x 10-28 g

Esto es solo aproximadamente 1/1837 de la masa del átomo más ligero, la del elemento hidrógeno. El electrón es también mucho mas pequeño que el átomo de hidrógeno, con un diámetro de solo 1/10000 del de aquel, o sea aproximadamente 10-12 cm.

La existencia de los electrones ha sido confirmada por muchos experimentos. Los electrones se encuentran entre las partículas (partículas ) emitidas por los átomos que sufren desintegración radiactiva.

5. NÚCLEO ATÓMICO.

En 1911 Ernest Rutherford y sus estudiantes efectuaron una serie de experimentos que influyeron profundamente en nuestras ideas respecto a la naturaleza de los átomos. Empleando una fuente radiactiva, bombardearon un trozo de delgado papelillo de oro, con partículas alfa (átomos de helio despojados de sus electrones). Con una pantalla fluorescente, observaron la forma en que las partículas  eran diseminadas por el papelillo. La mayoría lo atravesaban casi sin sufrir desviación.

Algunas pocas, sin embargo, eran reflejadas hacia atrás del papelillo en ángulos agudos. Los números relativos de partículas  reflejadas en ángulos diferentes fueron determinados contando sobre pantalla las escintilaciones (centello) causadas por las partículas individuales. Mediante un bello análisis matemático de las fuerzas electrostáticas que intervenían, Rutherford pudo mostrar que esa dispersión era provocada por un centro de carga positiva dentro del átomo del oro, que tenia una masa casi igual a la del átomo, pero un diámetro (aproximadamente 10-12 cm) de solo 1/10000 del átomo. Se repitió este experimento con resultados similares, empleando laminillas de muchos otros elementos. En esta forma estableció Ruthrford que un átomo contiene un centro masivo, diminuto y de carga positiva, llamado núcleo atómico.

Desde la época de Rutherford hemos aprendido mucho respecto a las propiedades de los núcleos atómicos, aunque todavía no tenemos un cuadro físico claro de las fuerzas que mantienen unido al núcleo. Para nuestros fines, podemos considerar al núcleo:

1. El protón, que tiene una masa casi igual a la del átomo de hidrógeno y lleva una carga positiva unitaria, igual en magnitud, pero designo opuesto a la del electrón.

2. El neutrón, partícula sin carga, con una masa aproximadamente equivalente a la del protón.

Todos los núcleos contienen un número integral de protones, exactamente igual al número de protones del átomo neutro. En el núcleo de cada átomo de hidrógeno hay un protón; el núcleo de de cada átomo de lawrencio contiene 103 protones. El número de protones del núcleo de un átomo es una propiedad fundamental del elemento correspondiente, conocida como su número atómico.

número atómico = número de protones

En esta forma podremos decir que el número atómico del elemento hidrógeno es 1, en tanto que el del elemento lawrencio es 103.

Los átomos del mismo elemento pueden variar en el número de neutrones que se encuentran en su núcleo. El elemento hidrógeno, por ejemplo, encontramos tres clases diferentes de núcleos atómicos que contienen 0, 1 y 2 neutrones respectivamente. Estas tres especies de denominan a menudo isótopos del elemento hidrógeno. Difieren en masa; el isótopo más pesado de hidrógeno (tritio) tiene una masa aproximadamente tres veces mayor que la del isótopo más ligero. Un átomo de deuterio (un protón, un neutrón) tiene aproximadamente doble peso que un átomo ligero de hidrógeno (un protón, cero neutrones).

Como otro ejemplo, diremos que dos bien conocidos isótopos de uranio, el uranio-235, contiene ambos el mismo número de protones, 92, pero difieren en el número de neutrones, 143 en uno y 146 en el otro.

El número de masa de un núcleo se encuentra sumando los números de protones y neutrones.

número de masa = número e protones + número de neutrones

Los tres isótopos de hidrógeno tienen números de masa de 1, 2 y 3, respectivamente, en tanto que los números de masa de los dos isótopos de uranio son:

“isótopo ligero”: número de masa = 92 + 143 = 235 (uranio-235)

“isótopo pesado”: número de masa = 92 + 146 = 238 (uranio-238)

A menudo indicamos la composición de un núcleo escribiendo el número atómico en la parte inferior izquierda del símbolo del elemento, y el número de masa en la parte izquierda superior. Para las especies de que hemos trabajado, escribiríamos:

6. RAYOS CATÓDICOS.

Para estudiar la naturaleza de los rayos catódicos, Thomson utiliza un tubo de rayos catódicos, en el que el ánodo, situado cerca del cátodo, consiste en un cilindro metálico con un orificio muy estrecho y taladrado a lo largo del eje (ver anexo A). Detrás del ánodo se encuentran dos placas metálicas entre las que puede producirse un campo eléctrico vertical X al aplicara las mismas una diferencia de potencial, y en el extremo del tubo esta situada una pantalla de sulfuro de cinc, la cual fluoresce en el punto en que llega el haz de rayos catódicos. Mediante un electroimán aplicado externamente puede producirse un campo magnético horizontal H que actuara perpendicularmente al campo eléctrico y exactamente en la misma región de éste.

Al aplicar el campo eléctrico el haz de rayos catódicos se desvía algo hacia la placa positiva situada, por ejemplo, encima, pero el hecho de no ser dirigido totalmente a ella muestra que estos rayos tienen inercia, esto es, que están constituidos por partículas que tienen masa y, naturalmente, carga eléctrica negativa. Estas partículas fueron denominadas electrones. Si se aplica el campo magnético y no el eléctrico, y el polo Norte esta situado delate y el polo Sur detrás, la desviación de los rayos catódicos tienen lugar también verticalmente pero hacia abajo.

Entonces denominamos rayos catódicos, cuando en el tubo existe un obstáculo cualquiera aparece su sombra nítida dentro de la fluorescencia de la pares, lo cual indica que ésta es producida por una especie de rayos que salen del cátodo en dirección perpendicular a su superficie.

PROPIEDADES DE LOS RAYOS CATÓDICOS.

a. Están formados por partículas materiales cargadas negativamente.

b. Esas partículas reciben el nombre de electrones y constituyen las unidades de electricidad negativa.

c. Los rayos catódicos viajan en línea recta, independientemente de la posición del ánodo.

d. Son desviados por campos eléctricos y magnéticos, lo cual demuestran que son de naturaleza eléctrica.

e. La velocidad de los electrones que forman los rayos catódicos varía desde 10.000 hasta 293.000 kilómetros por segundo.

f. La masa de cada electrón resulto ser de 1/1837, con relación al átomo de hidrógeno. Esta masa se determino de acuerdo con la relación carga sobre masa (e/m).

7. RAYOS POSITIVOS O ANÓDICOS.

Si se tiene un tubo de descarga con el cátodo perforado se observa detrás del mismo un haz fino de luz producido por unos rayos que pasan a través del mismo un haz fino de luz producido por unos rayos que pasan a través de la perforación, los cuales fueron denominados primeramente por Goldstein (1886) rayos canales y que por estar constituidos por partículas materiales cargadas positivamente de denominan ahora rayos positivos. Los rayos positivos están formados por átomos o moléculas del gas que en el choque con los rayos catódicos han perdido algún electrón, y que por originarse en cualquier punto del espacio gaseoso entre los electrodos poseen velocidades distintas; los iones formados junto al ánodo, al caer hacia el polo negativo perforados quieren velocidades superiores a los iones formados mas cerca de este último electrodo. Las distintas velocidades poseídas por las partículas integrantes de los rayos positivos dan lugar a que se desvíen diferentemente en los campos eléctricos y magnéticos y a que no pueda aplicarse el método de los campos eléctrico y magnético cruzados utilizado por Thomson para hallar la carga específica de los electrones. Para resolver esta dificultad Thomson (1911) emplea campo eléctrico y magnético paralelos en le llamado método de las parábolas.

8. RAYOS X.

En el funcionamiento de un tubo de rayos catódicos, Roentgen observó (1895) unas radiaciones originadas en la pared del tubo opuesta al cátodo, las cuales se propagan en línea recta, producen la fluorescencia de una pantalla de de platino cianuro de bario situada a alguna distancia del tubo, atraviesan espesores diversos de sustancias opacas, ennegrecen una placa fotografía y pueden ionizar los gases.

Roentgen intentó establecer la naturaleza de estas radiaciones. El no desviarse en un campo eléctrico o magnético mostraba que no estaban formadas por partículas cargadas, y la idea deque, en consecuencia, fuesen de carácter ondulatorio, no pudo comprobarse por fracasar los ensayos de reflexión y refracción, así como los de difracción a través de aberturas muy estrechas pues el efecto observado en este caso era tan pequeño que no se consideraba concluyente. Debido a estos intentos negativos Roentgen llamó a estas radiaciones desconocidas rayos X, nombre con el que aun se las designa a pesar de la evidencia actual de su naturaleza ondulatoria.

Los rayos X se producen por el choque de los electrones contra un obstáculo material que en el experimento de Roentgen era el propio ánodo p la pared de vidrio del tubo redescarga opuesta al cátodo. Muy pronto se empleo un cátodo de forma parabólica para concentrar os rayos catódicos sobre un punto de un obstáculo material situado enfrente del cátodo (en general, el propio ánodo), denominado por ello anticátodo.

Como el voltaje aplicado al tubo de rayos catódicos depende estrechamente de la presión del gas residual, y ésta cambia con el funcionamiento, en los modernos tubos de rayos X, los tubos Coolidge de alto vació, los electrones se producen en un espiral de wolframio puesta incandescente por una corriente eléctrica (efecto termoiónico) y dirigidos adecuadamente contra el anticátodo. Al chocar contra él se produce una gran cantidad de calor, por lo que el anticátodo debe refrigerare.

PROPIEDADES DE LOS RAYOS X.

Las propiedades más notables de esta nueva clase de radiación, llamada rayos X, son:

a. No son partículas materiales.

b. No son desviados por campos eléctricos o magnéticos.

c. Son ondas electromagnéticas, pero con una longitud de onda muy pequeña que las hace invisibles.

d. Impresión una placa fotográfica, aun cuanto está protegida de la luz.

e. Tienen gran poder de penetración; atraviesan la madera, el papel y delgadas hojas de aluminio, pero no el hueso, ni una delgada capa de plomo.

f. Una de las aplicaciones mas conocidas de los rayos X es la técnica llamada radiografía, que consiste en revelar, mediante placas fotográficas impresiones con dichos rayos, lesiones en la estructura ósea de seres humanos y de animales.

9. RADIOACTIVIDAD.

A finales del siglo XIX, el descubrimiento de los fenómenos de radioactividad producidos al emitir ciertos átomos diferentes radiaciones, designadas muy pronto como rayos  (átomos de helio con doble carga eléctrica positiva), rayos  (electrones) y rayos  (radiaciones verdaderas de extraordinariamente corta longitud de onda) parecidos a los rayos X, aunque con una longitud de onda menor, condujo a la hipótesis de que el número atómico representaba de alguna manera el número de unidades de carga positiva del átomo y como consecuencia, por ser éste neutro, el número de electrones. Una conclusión equivalente a ésta de que el número de electrones de un átomo debía ser igual a su número atómico se obtuvo del estudio de la dispersión de los rayos X por la materia.

En 1896, Becquerel encontró que los compuestos de uranio emitían radiaciones que tenían la propiedad de impresionar placas fotográficas, aun cuando estas estuvieran protegidas de la luz. La investigación sobre este fenómeno fue proseguida por los esposos Curie, Pierre y Marie, especialmente por esta última. Madame Curie, analizando cuidadosamente mas de una tonelada del mineral de uranio conocido como pechblenda, descubrió inicialmente el elemento polonio.

Posteriormente descubrió el radio. La radiactividad desarrollada por el elemento radio o por sus compuestos es mas de un millón de veces superior a la del uranio.

Las radiaciones emitidas por un elemento radiactivo son capaces de:

a. Impresionar una placa fotográfica, aun protegida de la luz.

b. Producir fosforescencia sobre ciertos compuestos, tales como el platino cianuro de bario, la willemita (silicato de cinc) y la blenda (sulfuro de cinc).

c. Causar la ionización de gases.

d. La radiactividad es una propiedad atómica.

10. RADIACIÓN.

Es bien conocido el hecho de que todos los cuerpos cuando se calientan emiten energía radiante, esto es, energía que se propaga sin el concurso de la materia y denominada simplemente radiación, cuya cantidad y calidad dependen, para cualquier cuerpo caso, de su temperatura.

Así, la velocidad a la cual emite radiación un filamento de una lámpara de incandescencia, incrementa rápidamente con el aumento de su temperatura, y la calidad de la radiación, su “color”, según se observa visualmente por encima de los 550 ºC, cambia marcadamente a medida que la temperatura aumenta. La radiación emitida por un “cuerpo negro” sustancia ideal capaz de absorber todos la radicaciones que sobre ella inciden, dispersada mediante un prisma de fluorita o por cualquier otro medio, a lugar a un espectro continuo en cuyo estudios se encontraron dos leyes muy importantes, la de Stefan-Bolzman y la de Wien.

La de Stefan-Bolzman dice que la energía radiante emitida en la unidad de tiempo y por unidad de superficie del cuerpo negro, esto es, el poder emisivo total, es proporcional a la cuarta potencia de la temperatura absoluta, o sea:

E = T4, siendo  = 5,673 x 10-5 ergs/cm2 x seg x ºK4

De tal manera podemos definir como radiación a la emisión de energía asociada a ondas o corpúsculos elementales de gran velocidad.

11. FLUORESCENCIA.

Aunque en muy pequeño número, ciertas reacciones químicas son aceleradas o incluso promovidas por acción de la luz y, en general, de la energía radiante. Dejando aparte la acción de las radiaciones de alta energía (rayos , , , neutrones, entre otros) que puedan originar procesos químicos muy diversos, es de gran interés el considerar la naturaleza de las reacciones causadas por absorción de luz, principalmente visible y ultravioleta, o de las reacciones que al verificarse a temperatura ambiente emiten energía luminosa. Estas reacciones reciben el nombre de reacciones fotoquímicas.

La absorción de la luz consiste sencillamente en la captura de fotones cuya energía, h, depende de la frecuencia. Un fotón de luz absorbido por la molécula excita electrones a niveles u orbítales de energía mas elevados. La molécula activada puede transferir su exceso localizado de energía como energía de vibración de un determinado enlace que puede, en consecuencia, romperse, pero esto es muy poco frecuente y, en general, dicho exceso de energía se pierde como energía cinética al chocar con otras moléculas (que pueden quedar a su vez activadas), y en algunos casos se emite de nuevo como energía radiante de igual o casi siempre menor frecuencia, cuando el electrón excitado vuelve directamente o por saltos a su nivel normal en la molécula. Este fenómeno se denomina fluorescencia.

Como la vida de las moléculas activas es enormemente pequeña, inferior a la millonésima de segundo, la fluorescencia se produce simultáneamente a la irradiación de la sustancia pero a veces aparece un retardo en esta reradiación y la sustancia emite luz durante un cierto tiempo después de haber sido excitada; el fenómeno se denomina entonces fosforescencia.

Entonces podemos definir como fluorescencia la propiedad que poseen algunas sustancias de transformar la radiación recibida en otra de frecuencia diferente y generalmente menor que la absorbida; el fenómeno presenta particular interés cuando la “luz” absorbida es invisible (ultravioleta) y la emitida visible.

12. ELECTRÓLISIS.

Los primeros experimentos acerca del empleo de la electricidad para la producción de fenómenos químicos empiezan prácticamente con el descubrimiento de la pila voltaica en 1800 pero hasta 1830, con Faraday, no se iniciaron estudios cuantitativos referentes a la relación de sustancia transformada en cada uno de los conductores utilizados.

Si se disuelve sulfato de cobre, CuSO4, en el agua y se introduce en la solución dos conductores metálicos inertes (platino) unidos a un generador de corriente, tal como una pila o batería, la corriente eléctrica pasa a través de la solución y da lugar en la superficie de cada conductor a un proceso químico desprendiéndose oxígeno en el metal conectado al polo positivo del generador y depositándose cobre metálico sobre el conductor unido al polo negativo.

Faraday dio el nombre de electrólito al sistema líquido conductor de ka chorreen eléctrica (hoy se atribuye este nombre a la sustancia disuelta), electrodos a los conductores metálicos en su contacto con la solución, siendo el ánodo el unido al polo positivo del manantial de corriente y cátodo al conectado al polo negativo, iones a las partículas que en la solución conducen la corriente eléctrica, denominando aniones a las que van al ánodo, al electrodo positivo, y cationes a las que redirigen al cátodo, el electrodo negativo. El recipiente que contiene la solución y los electrodos recibe el nombre de célula o cuba electrolítica y el proceso químico producido por la corriente eléctrica el de electrólisis.

Entonces, resumiendo la definición tenemos que electrólisis es la, descomposición de un electrólito al paso de la corriente eléctrica; los iones depositan sus cargas sobre los electrodos, transformándose en los correspondientes elementos o radicales, que quedan libres o sufren reacciones secundarias.

Resultado de sus investigaciones, Faraday enuncio (1833 y 1834) las dos leyes siguientes:

1ra. La cantidad de un elemento dado que se libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución.

2da. Los pesos de distintos elementos liberados por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos. La cantidad de sustancia liberada por un coulomb se conoce como equivalente electroquímico de la misma.

La cantidad de electricidad que libera 1 equivalente químico de cualquier elemento es igual a 96.496 coulombs (en valor redondeado, 96.500 coulombs) y recibe el nombre de 1 Faraday. Puesto que 1 ampere x hora corresponde a un corriente de 1 ampere (1 coulomb/segundo) durante 1 hora (3600 segundos), es igual a 3600 coulombs y, por tanto, 1 Faraday equivale a 26,80 amperes x hora. Esta forma de expresar el Faraday tiene gran aplicación en los procesos técnicos electroquímicos.

ESCUELA: QUÍMICA-PETRÓLEO

UNIDAD CURRICULAR: QUÍMICA I.

SEMESTRE: I.

.

U

92

,

238

U

92

235

;

,

,

H

1

3

H

1

2

H

1

1

No seáis los primeros en ensayar lo nuevo, ni tampoco los últimos en desechar lo viejo.