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Descubrimiento de partículas subatómicas[editar]

Se pensaba que los átomos eran la más pequeña división posible de la materia hasta que en 1987 J.J. Thomson descubrió el electrón mientras estudiaba los rayos catódicos.[1]​

Un tubo de Crookes es un contenedor de vidrio sellado en el que dos electrodos son separados por el vacío.

A Crookes tube is a sealed glass container in which two electrodes are separated by a vacuum. When a voltage is applied across the electrodes, cathode rays are generated, creating a glowing patch where they strike the glass at the opposite end of the tube. Through experimentation, Thomson discovered that the rays could be deflected by an electric field (in addition to magnetic fields, which was already known). He concluded that these rays, rather than being a form of light, were composed of very light negatively charged particles he called "corpuscles" (they would later be renamed electrons by other scientists). He measured the mass-to-charge ratio and discovered it was 1800 times smaller than that of hydrogen, the smallest atom. These corpuscles were a particle unlike any other previously known.

Thomson sugirió que los átomos eran divisible, y que los corpúsculos eran sus bloques de edificio .[2]​ Para explicar el cargo neutro global del átomo, proponga que los corpúsculos estuvieron distribuidos en un mar uniforme de cargo positivo; esto era el modelo de puding de la ciruela[3]​ como los electrones eran embedded en el cargo positivo como ciruelas en un puding de ciruela (a pesar de que en el modelo de Thomson no fueron stationary).

Descubrimiento del núcleo[editar]

El Geiger-Marsden

el experimento Dejó: Esperó resultados: partículas de alfa que pasan a través del modelo de puding de la ciruela del átomo con insignificante deflection.

Bien: Observó resultados: una porción pequeña de las partículas era deflected por el cargo positivo concentrado del núcleo.

El modelo de puding de la ciruela de Thomson era disproved en 1909 por uno de su alumnado anterior, Ernest Rutherford, quién descubrió que la mayoría de la masa y el cargo positivo de un átomo está concentrado en una fracción muy pequeña de su volumen, el cual suponga para ser en el muy centro.

En el Geiger@–Marsden experimento, Hans Geiger y Ernest Marsden (colegas de Rutherford que trabaja en su behest) disparó partículas de alfa en hojas delgadas de metal y midió su deflection a través del uso de una pantalla fluorescente.[4]​ Dado la masa muy pequeña de los electrones, el momento alto de las partículas de alfa, y la concentración baja del cargo positivo del modelo de puding de la ciruela, el experimenters esperó todas las partículas de alfa para pasar a través del florete de metal sin significativo deflection. A su asombro, una fracción pequeña de las partículas de alfa experimentó pesada deflection. Rutherford concluyó que el cargo positivo del átomo tiene que ser concentrado en un volumen muy minúsculo para producir un campo eléctrico suficientemente intenso a deflect las partículas de alfa tan fuertemente.

Esto dirigió Rutherford para proponer un modelo planetario en qué una nube de electrones rodeó un núcleo pequeño, compacto de cargo positivo. Sólo tal concentración de cargo podría producir el campo eléctrico bastante fuerte para causar el pesado deflection.[5]​

Primeros pasos hacia un modelo físico cuántico del átomo[editar]

El modelo planetario del átomo tuvo dos significativo shortcomings. El primero es que, a diferencia de los planetas que orbitan un sol, los electrones son cobró partículas. Un acelerando el cargo eléctrico es sabido a emit olas electromagnéticas según el Larmor fórmula en electromagnetismo clásico. Un cargo de orbitar firmemente tendría que perder energía y espiral hacia el núcleo, colliding con él en una fracción pequeña de un segundo. El segundo problema era que el modelo planetario no podría explicar el altamente peaked emisión y absorción spectra de átomos que estuvo observado.

El Bohr modelo del átomo

Teoría cuántica física revolucionada a principios del siglo XX, cuándo Max Planck y Albert Einstein postulated que la energía ligera es emitted o absorbido en las cantidades discretas sabidas cuando quanta (singular, cuanto). En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea a su Bohr modelo del átomo, en qué un electrón sólo podría orbitar el núcleo en particular órbitas circulares con momento angular fijo y energía, su distancia del núcleo (i.e., sus radios) siendo proporcionales a su energía.[6]​ Bajo este modelo un electrón podría no espiral al núcleo porque no pueda perder energía en una manera continua; en cambio, sólo pueda hacer saltos "cuánticos instantáneos" entre los niveles de energía fijos.[6]​ Cuándo este ocurrido, la luz era emitted o absorbido en una frecuencia proporcional al cambio en energía (por ello la absorción y emisión de ligero en discreto spectra).[6]​

El modelo de Bohr no fue perfeccionar. Lo Sólo podría pronosticar las líneas espectrales de hidrógeno; no pueda pronosticar aquellos de multielectron átomos. Peor todavía, tecnología tan espectrográfica mejoró, las líneas espectrales adicionales en hidrógeno estuvieron observadas qué Bohr el modelo no podría explicar. En 1916, Arnold Sommerfeld añadió órbitas elípticas al Bohr modelo para explicar las líneas de emisión extras, pero esto hizo el modelo muy difícil de utilizar, y todavía no pueda explicar átomos más complejos.

Descubrimiento de isótopos[editar]

Mientras experimenting con los productos de decadencia radioactiva, en 1913 radiochemist Frederick Soddy descubrió que allí aparecido para ser más de un elemento en cada posición en la mesa periódica.[7]​ El isótopo de plazo estuvo acuñado por Margaret Todd como nombre adecuado para estos elementos.

Que año mismo, J.J. Thomson condujo un experimento en qué él channeled una corriente de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos, golpeando un plato fotográfico en el otro fin. Observe dos glowing remiendos en el plato, el cual sugirió dos diferente deflection trajectories. Thomson concluyó esto era porque algunos de los iones de neón tuvieron una masa diferente.[8]​ La naturaleza de esta masa de diferir más tarde sería explicada por el descubrimiento de neutrones en 1932.

Descubrimiento de partículas nucleares[editar]

En 1917 Rutherford gas de nitrógeno bombardeado con partículas de alfa y núcleos de hidrógeno observado que son emitted del gas (Rutherford reconoció estos, porque haya anteriormente les obtuvo bombarding hidrógeno con partículas de alfa, y observando núcleos de hidrógeno en los productos). Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno emergieron de los núcleos de los átomos de nitrógeno ellos (en efecto, haya partido un nitrógeno).[9]​

De su trabajo propio y el trabajo de su alumnado Bohr y Henry Moseley, Rutherford supo que el cargo positivo de cualquier átomo siempre podría ser equiparado a aquello de un número de entero de núcleos de hidrógeno. Esto, coupled con la masa atómica de muchos elementos siendo aproximadamente equivalentes a un número de entero de átomos de hidrógeno - entonces supuestos para ser las partículas más ligeras - le dirigió para concluir aquellos núcleos de hidrógeno eran partículas singulares y un elector básico de todos los núcleos atómicos. Nombre tales protones de partículas. La experimentación más lejana por Rutherford encontró que la masa nuclear de más los átomos superaron que de los protones posea; él speculated que esta masa de superávit estuvo compuesta de hasta la fecha desconocido neutrally cobró partículas, el cual era tentatively bautizó "neutrones".

En 1928, Walter Bothe observó que berilio emitted un altamente penetrando, eléctricamente la radiación neutra cuándo bombardeada con partículas de alfa. Sea más tarde descubrió que esta radiación podría golpear átomos de hidrógeno fuera de cera de parafina. Inicialmente esté pensado para ser alto-energía gamma radiación, desde gamma la radiación tuvo un efecto similar en electrones en metales, pero James Chadwick encontró que el efecto de ionización era demasiado fuerte para él para deberse a radiación electromagnética, siempre y cuando la energía y el momento estuvieron conservados en la interacción. En 1932, Chadwick expuesto varios elementos, como hidrógeno y nitrógeno, a la radiación "de berilio misteriosa", y por medir las energías del recoiling cobró partículas, deduzca que la radiación era de hecho compuesta de eléctricamente partículas neutras cuál no podría ser massless como el rayo gamma, pero en cambio estuvo requerido para tener una masa similar a aquello de un protón. Chadwick Ahora reclamó estas partículas cuando los neutrones de Rutherford.[10]​ Para su descubrimiento del neutrón, Chadwick recibió el premio Nóbel en 1935.

Modelos físicos cuánticos del átomo[editar]

El cinco llenó atómico orbitals de un átomo de neón separado y arreglado por orden de energía creciente de izquierdo a correcto, con el último tres orbitals siendo igual en energía. Cada cual controles orbitales hasta dos electrones, el cual la mayoría de probablemente existir en las zonas representaron por el colored burbujas. Cada electrón es igualmente presente en ambas zonas orbitales, mostrados aquí por color sólo para destacar la fase ondulatoria diferente.

En 1924, Louis de Broglie propuso que todas las partículas emotivas — particularmente las partículas subatómicas como electrones — exhiben un grado de ondulatorio-gustar comportamiento. Erwin Schrödinger, fascinated por esta idea, explorado si o no el movimiento de un electrón en un átomo podría ser mejor explicado como ondulatorio más que como partícula. La ecuación de Schrödinger, publicado en 1926, describe un electrón como wavefunction en vez de como partícula de punto.[11]​ Esto se acerca elegantemente pronosticó muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr falló para explicar. A pesar de que este concepto era matemáticamente conveniente, sea difícil de visualizar, y oposición afrontada.[12]​ Uno de sus críticos, Max Nacido, propuso en cambio que Schrödinger wavefunction describió no el electrón sino todos sus estados posibles, y así podría soler calcular la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier ubicación dada alrededor del núcleo.[13]​ Esto reconcilió el dos opposing teorías de partícula versus electrones ondulatorios y la idea de dualidad de partícula ondulatoria estuvo introducida. Esta teoría declaró que el electrón puede exhibir las propiedades de ambos un ondulatorios y una partícula. Por ejemplo, pueda ser refracted como una ola, y tiene masa como una partícula.[14]​

Una consecuencia de describir electrones como waveforms es que es matemáticamente imposible a simultáneamente derivar la posición y momento de un electrón. Esto devenía sabido como el principio de incertidumbre del Heisenberg después del físico teórico Werner Heisenberg, quién primero lo describió y publicó él en 1927.[15]​ Esto invalidó el modelo de Bohr, con su ordenado, claramente órbitas circulares definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de electrones en un átomo en plazos de probabilidades. Un electrón potencialmente puede ser encontrado en cualquier distancia del núcleo, pero, dependiendo de su nivel de energía, existe más frecuentemente en regiones seguras alrededor del núcleo que otros; este patrón está referido a como su atómico orbital. El orbitals entrar una variedad de formas-esfera, mancuerna, torus, etc.-con el núcleo en el medio.[16]​

See also[editar]

Notes[editar]

  1. ↑ Thomson, J.J. (1897). «Cathode rays» ([facsimile from Stephen Wright, Classical Scientific Papers, Physics (Mills and Boon, 1964)]). Philosophical Magazine 44 (269): 293. doi:10.1080/14786449708621070. 
  2. ↑ Whittaker, E. T. (1951), A history of the theories of aether and electricity. Vol 1, Nelson, London .
  3. ↑ Thomson, J.J. (1904). «On the Structure of the Atom: an Investigation of the Stability and Periods of Oscillation of a number of Corpuscles arranged at equal intervals around the Circumference of a Circle; with Application of the Results to the Theory of Atomic Structure». Philosophical Magazine 7 (39): 237. doi:10.1080/14786440409463107. 
  4. ↑ Geiger, H (1910). «The Scattering of the α-Particles by Matter». Proceedings of the Royal Society. A 83: 492-504. 
  5. ↑ Rutherford, Ernest (1911). «The Scattering of α and β Particles by Matter and the Structure of the Atom». Philosophical Magazine 21 (4): 669. Bibcode:2012PMag...92..379R. doi:10.1080/14786435.2011.617037. 
  6. ↑ a b c Bohr, Niels (1913). «On the constitution of atoms and molecules». Philosophical Magazine 26 (153): 476-502. doi:10.1080/14786441308634993. 
  7. ↑ «Frederick Soddy, The Nobel Prize in Chemistry 1921». Nobel Foundation. Consultado el 18 de enero de 2008. 
  8. ↑ Thomson, J.J. (1913). «Rays of positive electricity». Proceedings of the Royal Society. A 89 (607): 1-20. Bibcode:1913RSPSA..89....1T. doi:10.1098/rspa.1913.0057. 
  9. ↑ Rutherford, Ernest (1919). «Collisions of alpha Particles with Light Atoms. IV. An Anomalous Effect in Nitrogen». Philosophical Magazine 37 (222): 581. doi:10.1080/14786440608635919. 
  10. ↑ Chadwick, James (1932). «Possible Existence of a Neutron». Nature 129 (3252): 312. Bibcode:1932Natur.129Q.312C. doi:10.1038/129312a0. 
  11. ↑ Schrödinger, Erwin (1926). «Quantisation as an Eigenvalue Problem». Annalen der Physik 81 (18): 109-139. Bibcode:1926AnP...386..109S. doi:10.1002/andp.19263861802. 
  12. ↑ Mahanti, Subodh. «Erwin Schrödinger: The Founder of Quantum Wave Mechanics». Consultado el 1 de agosto de 2009. 
  13. ↑ Mahanti, Subodh. «Max Born: Founder of Lattice Dynamics». Consultado el 1 de agosto de 2009. 
  14. ↑ Greiner, Walter. «Quantum Mechanics: An Introduction». Consultado el 14 de junio de 2010. 
  15. ↑ Heisenberg, W. (1927). «Über den anschaulichen Inhalt der quantentheoretischen Kinematik und Mechanik». Zeitschrift für Physik (en alemán) 43 (3–4): 172-198. Bibcode:1927ZPhy...43..172H. doi:10.1007/BF01397280. 
  16. ↑ Milton Orchin, Roger Macomber, Allan Pinhas, R. Wilson. «The Vocabulary and Concepts of Organic Chemistry, Second Edition,». Consultado el 14 de junio de 2010. 

Lectura más lejana[editar]

  • Bernard Pullman (1998) El Átomo en la Historia de Humano Pensado, trans. Por Axel Reisinger. Oxford Univ. Prensa.
  • Eric Scerri (2007) La Mesa Periódica, Su Historia y Su Importancia, Oxford Prensa Universitaria, Nueva York.
  • Charles Adolphe Wurtz (1881) La Teoría Atómica, D. Appleton Y Compañía, Nueva York.

Enlaces externos[editar]

  • Atomismo por S. Mark Cohen.
  • Teoría atómica - información detallada en teoría atómica con respetar a electrones y electricidad.
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