Fisica para todos!!- Universo en Expanción III

He aquí la tercera parte de la historia sobre "El mayor error de Einstein". Es importante que se tengan en cuanta las dos primeras partes para que esta no ocasione ningún problema. Por que de echo, aquí se manejan conceptos en los cuales seguramente para algunos de los lectores no queden claros a la primera y tengan que regresar, pero... de eso es de lo que se trata!!!, que quede claro cuando menos en esencia. Se los dejo:

Próximamente la cuarta parte de este.

Fisica para todos!!- Universo en Expanción II

Aquí la segunda parte del video antes mencionado, Como una introducción a nuevos conceptos que seguramente debes atender si es que haz seguido de cerca los artículos querido lector.

En esta segunda parte, se muestra de una manera mas creativa cual fue (Como bien lo mencionan) el mayor error de Einstein. El factor introducido en aquella ecuación tan famosa del maestro del cual termina dándose cuenta que no era adecuado.

Como sea! la próxima de las entradas la continuación de estos entretenidos videos que siempre sirven de gran ayuda para nuestro querido lector de ¡¡¡Y tu que sabes!!!

Fisica para todos!!- Universo en Expanción I

Aquí te dejo querido lector un video del que estoy seguro no es el mejor pero cuando menos entretenido. Esperando que tengas presentes los conceptos que tanto hemos estado practicando por que algunos de ellos se manejan aquí.

En las próximas entradas publicaremos las continuaciones de este video que considero muy didáctico.

Radioquímica!

EL ÁTOMO ( CONTINUACIÓN-I)

En la entrada anterior comentabamos sobre "aspectos clave" (Como los hemos llamado), en el átomo, la relación carga-masa que tiene y como surgió. También comentamos sobre uno de los experimentos más importantes y conocidos de la historia y que sirvió como pionero para una teoría atómica: "El modelo atómico de Rutherford".

Halábamos de la desviación que sufren las partículas alfa cuando estas incidían en la lamina delgada de oro debido a la concentración de la masa atómica en el centro del átomo como lo predecía Rutherford según sus experimentaciones.

Ahora si me lo permiten, veamos a una escala bastante más pequeña, a lo que se refería Rutherford:

Ahora comentemos sobre uno de mis personajes favoritos y de los que más aporto para lo que hoy se conoce como la teoría cuántica, hablamos de "Niels Bohr y el átomo de hidrógeno". Lo interesante en este caso es que no se plantea una idea nueva como en los dos anteriores, sino que "por primera vez" se ponen en practica las primeras ideas cuánticas de Planck y Einstein para resolver un problema concreto. Vamos a hablar del átomo de Bohr. El “pequeño detalle” resuelto por Niels Bohr, en el que la física clásica fallaba, era básicamente este: la materia, tal y como la conocemos, no debería existir.

La razón es la siguiente: poco a poco, los científicos habían ido obteniendo datos sobre la estructura de los átomos. Sabían que tenían cargas positivas y negativas (aunque aun no conocían los neutrones), y que las cargas positivas (los protones) constituían la mayor parte de la masa de los átomos y estaban en el centro (el núcleo), ocupando un espacio muy pequeño. Las cargas negativas (los electrones) estaban en el exterior, en una zona mucho mas grande y menos densa.

De modo que los físicos explicaron esta estructura de acuerdo con las teorías de la mecánica que hoy llamamos “clásica” y la teoría electromagnética de Maxwell. Todo encajaba casi a la perfección, y el modelo mas exacto y avanzado era el de Ernest Rutherford: los protones están en el núcleo, quietos, y los electrones giran alrededor del núcleo a gran velocidad. El símbolo típico del átomo sigue siendo el de Rutherford, aunque su modelo solo duro dos años.

En 1913, Niels Bohr (1885-1962) avanzo un segundo paso gigantesco hacia una mejor comprensión de la estructura atómica de los átomos. Bohr describió un electrón del átomo de hidrógeno como una órbita circular alrededor del protón.

Una representación del átomo de hidrógeno que fue con el que trabajó Bohr es:

En una órbita estable debe de cumplirse que la fuerza hacia el exterior producida por el electrón que trata de salir de su órbita se oponga a la fuerza de atracción entre el núcleo y dicho electrón.

Mediante el desarrollo de su teoría, Bohr determinó el radio y la velocidad para la primera órbita del átomo de hidrógeno.

Para el Radio fue: 0.529x10^-8cm o bien 0.529 A.(La letra "A" simboliza un Amstrong como unidad de mediada)

Para la Velocidad fue: 2.188x10^8 cm /seg

Un concepto importante que debemos conocer seguramente es el de "Potencial de Ionización", el cual para un átomo o molécula es la energía necesaria para arrancar completamente un electrón del mismo en su estado fundamental para formar un ion positivo.

Pasemos por ultimo para terminar esta entrada, al descubrimiento del Neutrón.

En 1920, Rutherford habia sugerido la existencia del neutron en el nucleo, demostrando la posibilidad de obtener reacciones de transmutacion bombardeando la materia con particulas alfa de gran energia.

Bothe y Becker, dos fisicos alemanes, utilizando este metodo observaron protones emitidos por elementos ligeros, como el Boro y el Berilio, bajo la accion de particulas α del polonio. Se preguntaron si despues de las transmutaciones provocadas, los nucleos se quedaban en un estado de excitacion. En efecto, ya se sabia que en los elementos radioactivos naturales se presentaba frecuentemente ese fenomeno y se habian detectado la emision de rayos γ por los nucleos al momento de su regreso al estado normal. Para verificar esta hipotesis sellaron la fuente de particulas alfa y el proton de berilio en un recipiente metalico capaz de detener particulas α y los protones. Mediante un contador Geiger detectaron una radiacion de baja intensidad. El fenomeno era muy eficiente con berilio utilizado como blanco. La radiacion era poco absorbida por placas metalicas y la medida de su coeficiente de absorcion indicaba que era mas penetrante que los rayos "γ" (Gamma) de mayor intensidad conocida en esas fechas.

Irene y Joliot Curie estudiaron de manera sistematica estas radiaciones, las cuales llegaban a una camara de ionizacion unida a un electrometro muy sensible que serbia como detector, despues de haber atravesado diversas substancias. Una lamina de plomo de 1.5 cm de espesor detenia completamente la radiacion γ de baja energia emitida por la fuente de polonio, pero actuaba muy poco con los rayos estudiados.

Placas de diferente naturaleza fueron colocadas enfrente del detector, provocaban, por absorcion, una disminucion de corriente de ionizacion; pero un echo sorprendente se produjo al colocar placas de papel, parafina y otras substancias que contenian hidrogeno, pues la corriente aumentaba fuertemente. Una nueva radiacion ionizante se sobreponia a la primera; no estaba constituida por electrones puesto que estos podian ser desviados facilmente por un campo magnetico.

Los Joliot Curie pensaron que la radiacion γ primaria arrancaba protones a las sustancias hidrogenadas, segun un mecanismo semejante al efecto Compton. Mediante el cual los electrones atomicos son proyectados cuando chocan con los fotones de manera elastica.

Finalmente los sucesos llegaron en 1932 cuando J. Chadwick realizo el trabajo, que Joliot habia reportado con un equipo poco diferente. Observo que la radiacion proyectaba otras particulas, aparte de los protones, al contacto con los elementos ligeros, en particular con nitrogeno. Midio las energias de estas particulas. El mecanismo propuesto inicialmente no se justificaba por ninguno de los resultados obtenidos. No se trata de radiacion gamma. La radiacion no estaba constituida por particulas con carga electrica, sino que perdian rapidamente su energia por iotizacion con la materia condensada, como el plomo, y admitio, por lo tanto, que se trataba de particulas neutras.

Era posible, a partir de las energias de retroceso de los protones y de los iones de nitrogeno, evaluar la masa y la velocidad de esas particulas. Chadwick estimo que la masa de las nuevas partículas era ligeramente menor que la masa combinada del protón y el electrón. Por tanto considero que la partícula consistia en una combinación muy cercana a un protón y a un electrón, y que en cierta manera se asemejaba a lo que había postulado Rutherford; a su velocidad le confirio una energía aproximada de 6MeV.

El las llamo neutrones debido a que no poseia ninguna carga electrica. Chadwick preciso aun mas el modo de accion de las particulas "α" sobre el berilio, segun la ecuacion:

Donde “n” representa el neutron de carga electrica cero y numero de masa igual a la unidad. Posteriormente, mediciones mas precisas dieron a conocer que la masa del neutrón es casi 0.08% mayor que la del átomo de hidrógeno. Otras reacciones han conducido a valores de la masa de un proton igual a 1.6724 x 10^-27 Kg. o 1.00727 unidades de masa atomica (uma) y la del neutron de 1.6747 x 10^-27 Kg. o 1.00866 uma. Como su nombre lo indica, se trata de un objeto electricamente neutro, cuya masa resulta ser parecida a la del protón, ademas de que es relativamente escaso en la naturaleza pues, en libertad, decae rapidamente emitiendo un protón, un electron y un (anti) neutrino. Neutrones y protones se mantienen unidos formando núcleos atómicos, debido a una fuerza de atraccion cuya magnitud es tal que se le denomina interacción fuerte. Bajo esta influencia, el neutrón es capaz de mantenerse dentro del núcleo como un ente estable.

Y bueno... hasta aquí por el momento, sabemos que fue mucha historia por hoy pero creeme que es necesario para tener o cambiar un poco o bastante la idea sobre el átomo. En la próxima de las entradas continuaremos con el átomo de igual forma, pero esta será la ultima de las entradas para el a menos que se sugiera algo adicional.

Radioquímica!

EL ÁTOMO

Hoy, estimado lector, una nueva entrada para la serie de Radioquímica, "El átomo" donde discutiremos "aspectos clave" para el; Aparentemente sabemos todo sobre el átomo o la mayoría, después de todo... Que tan complejo puede ser un arreglo de pelotitas microscópicas? Bueno pues más de lo que parece, mucho más. En ellos y las partículas que lo componen están escondidos los más grandes secretos del Universo en su totalidad (Dividido en más de una entrada).

Antes de que fuera descubierto el fenómeno de la radiactividad, los elementos químico eran vistos como inalterables y se consideraba mantenían su identidad en todos los procesos físicos y químico. Este punto de vista resulto insostenible cuando se reconoció que la desintegración radioactiva involucra la transformación de un elemento a otro. Como en los experimentos de Joseph John Thomson (1856-1940, premio Nobel de física en 1906), mediante la descarga eléctrica en gases a baja presion, realizo una serie de trabajos, con lo cual logro realmente identificar una partícula subatómica que denomino electrón.

Si se coloca un campo magnético cerca del tubo de descarga, los electrones son desviados en una dirección, lo que demuestra que tienen carga negativa. Conociendo la fuerza del campo magnético y midiendo la deflexion de los electrones, Thomson fue capaz de determinar la relación carga- masa de un electrón, es decir, e/m. El valor que obtuvo fue -1.76x108 coulomb/gramo. En forma paralela, el científico Robert Andrews Milikan (1868-1953), obtuvo información sobre la carga del electrón en un experimento que se concentraba en el movimiento de gotas de aceite cargadas eléctricamente. A partir de esos datos, calculo la carga de un electrón individual como -1.60x10-19 coulomb. Con ese dato, mas el obtenido por Thomson, se tiene el valor de la masa de un electrón:

m=9.11x10^-28 electron/g.

Si juntamos los cálculos de Militan, de la carga, junto con los cálculos de Thomson, de la masa, se obtiene la descripción básica del electrón: es una partícula con una carga eléctrica negativa de -1.60x10^-19 coulombs y una masa de 9.11x10^-28 gramos. Debido a que el electrón tiene una carga eléctrica mas pequeña conocida, se ha usado como referencia para todas las otras partículas cargadas. Por conveniencia, se dice que la carga del electrón es -1. Por ejemplo, cuando una partícula tiene una carga de +4 significa que la carga es +4x1.6x10^-19 coulombs. El símbolo + indica que es de signo opuesto a la carga del electrón y el cuatro significa que es 4 veces mas grande. La masa de un electrón en la escala de masa atómica es 0.0054874 átomo-gramo. Esta masa es tan pequeña que, a menos que se requiera una alta precisión, se le asigna el valor cero.

Como resultado del descubrimiento del electrón por J.J. Thomson en 1897, era claro que los átomos, hasta entonces considerados como parte indivisible de la materia, Debian tener alguna estructura. A partir de los experimentos sobre la dispersión de los rayos X y de los electrones por la materia, Thomson y otros investigadores concluyeron que el numero de electrones por átomo era mas o menos igual al peso atómico, (actualmente se sabe que es aproximadamente la mitad del peso atómico, esto fue establecido por C.G. Barkla en 1911). Esta conclusión, junto con la determinación de la masa del electrón por Thomson, era 1/2000 veces la masa de un átomo de hidrógeno, lo que lo llevo a la suposición de que la mayoría de la masa de un átomo debería de estar concentrada en una parte cargada positivamente.

Ahora tocaremos un tema de gran interés para el estudio como antecedente, hablaremos del famoso "Modelo Atómico de Rutherford".

La teoría atómica fue establecida primeramente en Manchester, en 1906, cuando John Dalton avanzo la idea de que los átomos son las piezas fundamentales con que se construye la materia. Dalton propuso que los átomos eran indivisibles, pero actualmente se sabe que no es así, y que en realidad son bastante complicados, estando compuestos por cierto numero de partículas llamadas fundamentales.

Es sorprendente que fue también en Manchester, de 1906 a 1913, donde se desarrollo la primera teoría de la estructura atómica que tuvo éxito. En 1906 Ernest Rutherford encontró que cuando se bombardeaba una lamina metálica delgada con partículas alfa (iones He++), la mayoría de estas partículas penetraban la materia y sufrían solamente una pequeña desviación en su recorrido. Aprovechando una sugerencia de Rutherford, H. Geiger y E. Mariden realizaron, en 1909, un experimento para ver si las partículas se desviaban en un gran ángulo mediante una lamina de oro. Descubrieron que algunas de las partículas se desviaban realmente hasta 90o, y un corto numero todavía mas. Por tanto, concluyeron:

“Si se tiene en cuenta la elevada velocidad y la masa de la partícula, parece sorprendente que algunas de las partículas alfa, puedan girar en el interior de una lamina de oro de 1x10^-5 cm. Un ángulo igual o mayor a 90º. Para producir el mismo efecto en un campo magnético, este debería de tener el enorme valor de 109 unidades absolutas”.

Rutherford hizo incidir sobre las laminas muy delgadas de metales (oro, platino, cobre, plata) un haz de partículas alfa, tratando de observar si eran capaces de atravesar aquellas laminas, o bien si eran rechazadas, ya fueran todas o solamente una porción. Si el átomo es un todo homogeneo de masa, macizo, no podrá ser atravesado por esas partículas y, en consecuencia, saldrán rechazadas. Si por el contrario, existe alguna zona donde este concentrada la mayor parte de su masa y el resto se comporta como casi vacío, entonces algunas de esas partículas lo atravesaran. Las posibles partículas que atraviesen pueden detectarse mediante una pantalla de sulfuro de zinc, que produce fluorescencia al recibir el choque de las partículas.

Con laminas metálicas de oro de un espesor de 4x10^3, el resultado fue que solo una de 100 000 partículas salio rechazada, atravesando todas las restantes la capa de átomos, en linea recta o desviadas.

Los datos que se obtuvieron con este tipo de experimentos demostraron deducciones importantes sobre la estructura atómica. La mayoría de las partículas alfa pasaban directamente a través de la lamina de oro y producían un punto brillante sobre la pantalla fluorescente.

Cálculos basados en el tamaño de los átomos de oro mostraron que esta lamina tenia un espesor de aproximadamente 1 000 átomos. Puesto que las partículas alfa penetraban aparentemente una pared de átomos sin golpear ninguno, Rutherford concluyo que los átomos deberían ser principalmente espacio abierto. Sin embargo, aproximadamente una de cada cien mil partículas alfa eran desviadas de su trayectoria original. La colisión con un simple electrón o un protón no podían causar tal desviación. Las partículas alfa son mucho mas grandes que los protones o electrones y una colisión entre ellos seria como la de una bola de billar golpeando a una pelota de ping-pong. Puesto que la mayoría de las partículas alfa pasan a través de la lamina y existe algo con la suficiente masa como para desviar una partícula alfa, parecía de la mayoría de la masa del átomo debería de estar concentrada en un lugar.

Esta concentración de masa repelía a las partículas alfa deflectandolas e indicando que la masa del átomo concentrada tenia carga positiva. Rutherford dio pronto una expoliación para sus experimentos y los de sus estudiantes. Sugirió que los átomos consisten en un núcleo cargado positivamente, rodeado por un sistema de electrones. El átomo se mantiene unido mediante las fuerzas de atracción electrostaticas. El volumen efectivo del núcleo es extremadamente pequeño en comparación con el átomo y casi toda la masa de este esta concentrada en el núcleo. En este primer modelo del átomo con núcleo y electrones, Rutherford explico que la mayoría de las partículas alfa pasaban a través de la lamina delgada por que la mayor parte del átomo es espacio vaciío, pero al pasar una partícula cerca del núcleo cargado positivamente era fuertemente desviada a causa de la gran fuerza repulsiva de Coulomb.

Y por ultimo para que quede ilustrado que es en escencia lo que hizo Rutherford, he aquí una representación:

Por hoy lo dejaremos aquí pero en la próxima de las entradas, continuaremos con "El átomo" y algunas de sus propiedades.

Radioquímica!

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO

Hoy como ya lo hemos mencionado, el "Espectro Electromegnético", uno más de los artículos de esta pequeña serie titulada "Radioquímica". Espero ya hayas leído el anterior de estos: "Orbitales Electrónicos". Si no es así, espero que lo hagas debido a que es un tema de gran interés e importancia para nuestro paseo por el interesante mundo de la ciencia.

En escencia podemos definir que:

Un Espectro es un "Conjunto de colores" y el Espectro electromagnético es un "Conjunto de ondas".

Aha!!, y que es una onda? Pues una perturbación de un campo como el eléctrico o el magnético por ejemplo, y que se propaga a través del tiempo. Y hablando de esto... solamente como detalle, aclaremos algunos aspectos de gran interés para nosotros.

Las ondas pueden ser de carácter mecánico cuando son ondas que se propagan en medios materiales, por ejemplo tirar una piedra en el agua, observamos como se produce una onda y como se propaga además. O como cuando agarramos una cuerda y la hacemos vibrar.

Pero también pueden ser de carácter electromagnético que no requieren de medio material(Se propagan en vacío) como los rayos del Sol que viajan grandes distancias en vacío absoluto hasta que llegan a Tierra y nos calienta. Para fines de la radioquímica, las ondas que nos interesan son precisamente estas.

Los elementos que componen a una onda son la cresta, el valle, el nodo, la longitud de onda y la amplitud. La cresta es el punto localizado en la parte más alta de la onda y El valle es precisamente lo contrario a la cresta.

El nodo es el punto del medio material que no tiene desplazamiento vertical, es decir, no tiene amplitud( punto medio).

La longitud de onda es la distancia entre dos crestas consecutivas de una misma onda o entre dos valles consecutivos; generalmente, la longitud de onda se considera como la distancia entre dos puntos que están en el mismo estado de vibración.

Otros conceptos fundamentales son "Periodo" y "Frecuencia". El primero es el tiempo para el cual una onda esta completada y el segundo es el cuantas veces se repite el ciclo por unidad de tiempo(Hora, Minuto, segundo, etc).

De igual manera podemos decir que cuando se habla de ondas, uno trabaja escencialmente con su longitud de onda y frecuencia, las cuales son recíprocas una con respecto de la otra, es decir, cuando una crece la otra se hace más y más pequeña. Y este es curioso por que... Tal vez no te lo haz preguntado pero si es así, bien echo!! Por que cuando estoy en una habitación obscura viendo la televisión por ejemplo, algunos colores me lastiman los ojos más que otros?

Bueno, esto es por que la frecuencia es más alta en unos colores que otros. Por ejemplo el azul tiene una frecuencia más alta que la que tiene el amarillo, pero el amarillo tiene más frecuencia que el rojo.

También... Por que no puedo ver las microondas? o los rayos X? o las ondas de radio? en fin, todas esas ondas de las que se habla por todos lados a diario pero que nadie me dice como son en realidad.

Esto es precisamente producto de lo anteriormente mencionado "Frecuencia" y "Longitud de onda", nuestros ojos solamente tienen un rango en nanómetros para la longitud de onda(mts) y de Hertz (Htz) para la frecuencia. Cuando estos son muy altos o muy bajos, no podemos verlos. Por ejemplo los átonos!! vibran con una frecuencia elevada, su longitud de onda es pequeñísima por lo tanto no es perceptible para el ojo humano. Al rango en el cual encontramos los colores( que es precisamente por lo que vemos) se le conoce como "Rango visible".

Ahora veamos la escala del espectro electromagnético.

Hagámonos pequeños si? del tamaño de un átomo para hablar de otros conceptos muy usuales en este campo que son: "Emisión" y "Absorción". Cuando un electrón se encuentra en el nivel de energía más bajo se dice que se encuentra en su "Estado fundamental".

Si de alguna manera se le proporcionara energía a ese electrón (Que se excite), este saltará a una órbita de mayor nivel y cuando la pierda regresará a la órbita más estable. Cuando brinca a la más alta se lleva a cabo una "Absorción de Energía" y cuando la pierde se lleva a cabo una "Emisión de Energía" la cual se ve acompañada de la liberación de un fotón.

Ahora bien, si ele electrón puede estar solamente en determinadas órbitas es fácil comprender por que la luz es emitida o absorbida solamente a determinadas longitudes de onda. La absorción de luz proporciona energía a un electrón para que salte a una órbita superior. Un átomo de hidrógeno “excitado”, donde el electrón no se encuentra en su órbita de menor energía, emitirá cierta cantidad de esta cuando vuelva a una órbita de menor energía. En esta emisión se producen varias series de líneas espectrales:

1.-Serie de Lyman aparece en las transiciones desde los niveles n=2, 3,4…, etc, hasta la órbita n=1.

2.-Serie de Balmer aparece en las transiciones desde los niveles n=3, 4,5…, etc, hasta la órbita n=2.

3.-Serie de Paschen aparece en las transiciones desde los niveles n=4, 5,6…, etc, hasta la órbita n=3.

4.-Serie de Craket aparece en las transiciones desde los niveles n=5, 6,7…, etc, hasta la órbita n=4.

Y podemos acompañar a esta imagen con una tabla para identificación según los diferentes niveles de energía:

Y por el momento lo dejaremos aquí, a menos que surga un detalle que sea necesario aclarar querido lector. Pero en la siguiente entrada "El Átomo".

Radioquímica!

PRELUDIO - ORBITALES ELECTRÓNICOS

Hoy, querido lector, empezamos una pequeña nueva serie que hemos titulado: "Radioquímica", en la cual discutiremos "Aspectos base" para la comprensión de ciertos efectos que ocurren en el campo de la Física y la Química. Algunos de ellos bien pueden ser como hoy comentaremos, el tema de "Orbitales Electrónicos"; más adelante hablaremos de algunos otros como el Átomo, Masa y Energía, Defecto de masa, Energía de Unión, etc.

En Radioquímica suele llamarse a los Orbirtales electrónicos, "Capas", por ejemplo: Capa K, Capa L, Capa M, Capa N y así sucesivamente. Pero aunque tal vez no sea del todo necesario, establezcamos primeramente que es un orbital electrónico o capa o nivel energético como también se le llama. Digamos es "Una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada". Es decir, un lugar donde la densidad electrónica es elevada.

Es importante aclarar que, de acuerdo a la naturaleza mecanicocuántica del electrón, no se puede determinar en concreto la ubicación exacta de este. Recordemos también el "Principio de Incertidumbre de Heisemberg" que dice: Es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula.

De otra manera lo han manejado como: Cuanto más cerca estamos de saber su posición, más lejos estamos de saber su cantidad de movimiento y viceversa.

Hablando de capas, más o menos lo veríamos así:

Bien, no?? pues bueno... Este es un aspecto muy importante que debemos conocer debido a que es muy usual hablar de "Orbitales" o "Capas" en este campo.

Hubo un tiempo en que se pensó en el átomo como en un sistema solar en miniatura, con electrones a modo de planetas en órbita de núcleo esférico tipo sol. Pero desde el desarrollo de la mecánica cuántica en los años veinte, los científicos saben que una forma más realista de intentar visualizar los electrones en el átomo es delimitar las regiones del espacio en las cuales cada uno de los electrones tiene más probabilidades de encontrarse(Como ya se había comentado). Las formas y los tamaños de estas regiones, denominadas orbitales, están determinadas por la energía de los electrones y otras tres propiedades cuánticas importantes.

Estos orbitales, fundamentales en el átomo, definen cómo los átomos pueden enlazarse con otros átomos. Existen tres clases principales de enlaces electrónicos. La más simple, el enlace metal-metal, se imagina como un mar de electrones sueltos que mantienen los átomos de metal juntos. En otra clase de enlace, el covalente, átomos adyacentes comparten pares de electrones. La tercera clase de enlace químico, el iónico, consiste en un un átomo entrega uno o más de sus electrones a otro átomo. Los orbitales han sido considerados generalmente más como una representación matemática útil que como una realidad física, pero John C.H. Spence(De la Universidad de Arizona) y sus colegas han mostrado que los orbitales se pueden fotografiar, teniendo siempre en cuenta el hecho de que la observación modifica la realidad subatómica.

Entendido esto, es importante, antes de entrar a conocer físicamente como se ven los orbitales, aprender otros aspectos de gran importancia que hacen que tenga una forma u otra. Y estos son los llamados "Números Cuánticos".

Los Números cuánticos son valores que nos indican numéricamente las características de los electrones en los átomos.

Los números atómicos más importantes son cuatro:
Número Cuántico Principal.
Número Cuántico Secundario.
Número Cuántico Magnético.
Número Cuántico de Spin.

El número cuántico principal(n): Es aquel que nos indica en que nivel se encuentra el electrón, el tamaño del orbital o dicho de otra forma, que tan cerca se encuentra del núcleo. Este puede tomar valores enteros (n=1,2,3,4,...).

El número cuántico secundario o del momentum angular(l): Este número determina la forma general de la región en la que se mueve el electrón. Los dos primeros números cuánticos determinan conjuntamente las propiedades espaciales del movimiento orbital del electrón. “ l ” indica los subniveles de en energía permitidos para cada nivel de energía. Entonces: (l = n-1) y toma valores (l = 1,2,3,4,...)

Según el número atómico tenemos las siguientes subcapas o subniveles:

l = 0 s sharp
l = 1 p principal
l = 2 d diffuse
l = 3 f fundamental
l = 4 g
l = 5 h
l = 6 i

El número cuántico magnético(m): Determina la orientación de una configuración espacial determinada según una dirección arbitraria. La forma mas conveniente de tener un eje arbitrario de referencia consiste en la introducción de un campo magnético externo (de ahí el nombre de número cuántico magnético). Nos indica la forma del orbital. Por ejemplo:

Si: l = 2 Entonces "m" abarca desde : -2 hasta +2 pasando por cero.

l = 2 ; m = -2,-1, 0, 1, 2

Número cuántico de Spin(s): Indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de -1/2 y de 1/2.

Si recuerdas estimado lector en la serie de "Nuestros primeros pasos" hablamos de los fermiones los cuales hemos catalogado como un grupo de partículas las cuales tienen la característica de poseer un Spin semi-entero(-1/2 ó 1/2), y si, precisamente esto es a lo que nos referíamos, a su sentido de rotación en su propio eje.

De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

Dos más de los aspectos importantes que debemos de recordar siempre: El Principio de Exclusión de Pauli.

"En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin.

Y también: La Máxima multiplicidad - Regla de Hund.

Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).

Ahora si!! querido lector que fuiste paciente, así es como se ven los orbitales según lo que ya hemos comentado:

Esta información se obtiene a partir de los espectros atómicos y se expresa mediante la configuración electrónica.

De manera aproximada la configuración electrónica de un elemento en su estado fundamental se puede determinar aplicando lo antes mencionado en compañía del siguiente criterio:

Principio de Construcción de Aufbau: En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)

Los cuales están construidos en base a la tabla antes presentada. La capa K tiene una subcapa denominada como 1s, la capa L tiene dos subcapas denotadas como 2s y 2p y así sucesivamente de acuerdo al orden de la misma tabla. Pero... y los supraindices que aparecen acompañando a las subcapas que son??? Electrones! son los electrones posibles para cada subcapa. Los cuales sumados tienen que dar el total de electrones posibles para toda la "Capa". No confundir querido lector las "Capas" con las "Subcapas", las Capas son los niveles energéticos de los que ya hemos hablado K,L,M,N,etc.

En resumen podemos decir que:El número posible de electrones por capa es igual a (2n^2).

Donde "n" es el nivel energético o bien capa de la que se trate.

Y efectivamente es lo que se tiene!! Por ejemplo: para n=1, aplicando la regla: 2(1)^2 = 2

Para n=2, aplicando la regla: 2(2)^2 = 8

Para n=3, aplicando la regla: 2(3)^2 = 18

Y así sucesivamente. De tal manera que tenemos para la primera capa un total de 2 electrones, luego 8 para la segunda, 18 para la tercera, 32 para la cuarta, 50 para la quinta, 72 para la sexta, etc.

Ahora, como bien lo hemos mencionado, si sumas el número de electrones posibles por cada subacapa deberá dar el número de electrones por nivel o capa. De modo que para "s"hay 2 electrones, para "p" hay 6, para "d" hay 10 y para "f" hay 14 y así sucesivamente.

Ejemplos de Configuración electrónica podría ser...

Para el átomo de Sodio:

11Na=1s2, 2s2, 2p6, 3s1

Para el Fierro:

26Fe=1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6

Si te fijas, notarás que la suma de los números a la derecha de cada subcapa darán el número atómico del elemento objeto de estudio. Nota que la ultima de las subcapas del sodio es "s" y tiene un numero 1 acompañandolo. Pero... Por que? si la tabla dice que a "s" le caben 2 electrones. Por que se tienen que llenar las subcapas con electrones de tal manera que solo de el número atómico. Entonces el problema no es llenar los primeros sino que conforme nos acercamos al número atómico del elemento, tenemos que poner "Únicamente" los que hacen falta para cumplir la condición.

Nota lo mismo para el (Fe). a "d" le caben 10 electrones y solo tiene 6 acompañando a la subcapa "d", eso es por que hasta la "s" hay 20 electrones, hacen falta 6, a "d" le caben 10 pero no podemos pasarnos, entonces solamente colocamos los que nos hacen falta.

Y por ultimo he aquí (Como resumen) las reglas que gobiernan la configuración electrónica:

1.- Conforme al “Principio de exclusión de Pauli, dos electrones no pueden tener el mismo valor de los cuatro números cuánticos en un átomo dado.

2.- El electrón entrará en el primer orbital de mas baja energía y luego será llenado el siguiente orbital de más alta energía. Las energías relativas de los orbitales son 1s<2s<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s.>os primeros orbitales libres son ocupados uno a uno hasta que cada orbital se llena.

4.- Cada capa energética contiene un máximo de 2n^2 electrones.

Por ahora dejaremos a los Orbitales electrónicos como un artículo individual hasta aquí. y en la próxima de las entradas hablaremos del "Espectro Electromagnético", Emisiones, Absorciones, Longitud de onda y Frecuencia.