Fisica General Burbano

672 CORTEZA ATÓMICA
lidad. Si a un «cuerpo simple», por ejemplo la plata, pudiéramos dividirlo indefinidamente en porciones
cada vez más pequeñas, llegaríamos a un grado de división tal que las partículas que obtuviésemos
dejarían de tener las propiedades que caracterizan al «cuerpo simple o elemento químico
plata».
Las partículas más pequeñas que mantienen las propiedades del cuerpo simple, son los
ÁTOMOS (ατοµοζ – indivisible).
La teoría cinética de los gases o el movimiento browniano son pruebas de su existencia. De la
unión de varios átomos resultan las moléculas que forman los compuestos químicos.
La evolución de los distintos modelos de átomo que se han ido elaborando, ha venido forzada
por las necesidad de dar explicación a diferentes hechos experimentales. El primer modelo atómico
se debe a JOHN N. DALTON (1766-1844), que en 1800, los imaginaba como esferas compactas y
homogéneas, sin estructura interna, siendo de igual tamaño y masa todos los del mismo elemento
y distintos los de elementos diferentes. Pudo con ello explicar las leyes de Lavoisier, de la conservación
de la masa en las reacciones químicas, y de Proust, de las proporciones múltiples.
La observación en los tubos de gases de la separación de átomos y moléculas en partículas
con distinta carga, hizo abandonar el modelo anterior y sustituirlo en 1897 por el de SIR JOSEPH J.
THOMSON (1856-1940), según el cuál, el átomo está constituido por una esfera de carga positiva
que lleva uniformemente distribuidos los electrones necesarios para hacer neutro el conjunto. Aparecen
las dos primeras partículas subatómicas, el electrón y el protón, cuyas características son medidas
mediante electrólisis y desviación en campos eléctricos y magnéticos.
Electrón: carga elemental negativa igual a 1,602 × 10 –19 C, masa igual a 9,108 × 10 –31 kg.
Protón: carga positiva igual a la del electrón y masa de 1,673 × 10 –27 kg, es decir, aproximadamente
1 840 veces mayor que la del electrón.
Posteriormente, en 1932, Sir James Chadwick (1891-1974), físico inglés discípulo de Lord Ernest
Rutherford (1871-1937) identificó el neutrón en una reacción nuclear (capítulo XXX). Esta
partícula tiene masa aproximadamente igual a la del protón y carga nula.
El descubrimiento de la radiactividad permitió a RUTHERFORD diseñar una experiencia de dispersión
de partículas a, que son átomos de helio doblemente ionizados. Las hizo atravesar láminas
metálicas muy delgadas y observó que la inmensa mayoría traspasaban capas de miles de átomos
sin desviarse, pero algunas pocas eran desviadas incluso con ángulos muy grandes. A partir de sus
medidas elaboró en 1911 el primer modelo nuclear: el átomo está constituido por una zona central
muy densa, el núcleo, en la que se acumulan los protones y prácticamente toda la masa del átomo,
con un diámetro del orden de 10 –14 m y en torno a la cual giran en órbitas circulares los electrones,
cubriendo una zona llamada corteza y que tiene un diámetro del orden de 10 –10 m. Los
electrones se mantienen en su órbita por compensación de la fuerza centrífuga y la atracción culombiana
del núcleo.
El hecho de que la acumulación de protones en el núcleo fuese estable hizo suponer en principio
que contenía un cierto número de electrones, sin embargo, esta idea se demostró pronto incompatible
con los cálculos de la energía que tales electrones deberían tener. El propio Rutherford
realizó en 1919 la primera transmutación nuclear en un experimento de bombardeo de nitrógeno
con partículas a naturales, en la que identificó los protones de largo alcance producidos. El estudio
de las reacciones entre partículas rápidas y átomos condujo a Chadwick al descubrimiento del
neutrón como producto del bombardeo de berilio con partículas a.
El modelo atómico de Rutherford presentaba dos serias dificultades que fueron solventadas
por Niels Bohr (1885-1962). En primer lugar, la teoría electromagnética asegura que una carga
acelerada emite ondas electromagnéticas, así, los electrones en movimiento circular deben radiar
energía y caer paulatinamente al núcleo. En segundo lugar, al poder tener el radio de la órbita, y
por tanto la energía, del electrón cualquier valor, en su caída hacia el núcleo el electrón perdería
energía de forma continua, lo cual entraba en contradicción con los datos espectroscópicos de los
átomos, ya conocidos desde la segunda mitad del siglo XIX.
XXVIII – 6. Espectros atómicos. Series espectrales
En la segunda mitad del siglo XIX se conocía que los gases a baja presión emiten luz cuando se
les eleva lo suficiente la temperatura o se les somete a diferencias de potencial grandes en un tubo
de gases; la luz emitida muestra un espectro discreto de frecuencias que depende del gas que hay
en el tubo pero que es característica de cada uno de ellos. Si el gas está a presión muy baja es de
suponer que la emisión de luz por cada átomo se verifica sin influencias de los restantes, por lo
tanto el espectro de emisión es una característica intrínseca del átomo y cualquier modelo atómico
debe dar cuenta de él.
En la gran cantidad de datos espectroscópicos acumulados se observó que las rayas de los espectros
atómicos no se encuentran en desorden sino que en muchos casos forman SERIES ESPEC-
TRALES, constituidas por rayas que al aumentar la frecuencia van disminuyendo de intensidad y
aproximándose entre sí, tendiendo hacia una frecuencia máxima. La serie más estudiada es la del
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