Resumen de la primera unidad.

1.1 Átomo 

El átomo es la unidad de materia más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Está compuesto por un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. El núcleo está formado por protones, con carga positiva, y neutrones, eléctricamente neutros. Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza electromagnética.

Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga su núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico, y el número de neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se denomina ion.

Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y masa son del orden de la billonésima parte de un metro y cuatrillonésima parte de un gramo. Solo pueden ser observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto túnel. Más de un 99,94% de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El núcleo de un átomo puede ser inestable y sufrir una transmutación mediante desintegración radioactiva. Los electrones en la nube del átomo están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y determinan las propiedades químicas del mismo

Partículas subatómicas

Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una partícula elemental o una compuesta, a su vez, por otras partículas subatómicas, como son los quarks, que componen los protones y neutrones. No obstante, existen otras partículas subatómicas, tanto compuestas como elementales, que no son parte del átomo, como es el caso de los neutrinos y bosones

Los primeros modelos atómicos consideraban básicamente tres tipos de partículas subatómicas: protones, electrones y neutrones. Más adelante el descubrimiento de la estructura interna de protones y neutrones, reveló que estas eran partículas compuestas. Además el tratamiento cuántico usual de las interacciones entre las partículas comporta que la cohesión del átomo requiere otras partículas bosónicas como los piones, gluones o fotones.

Los protones y neutrones por su parte están constituidos por quarks. Así un protón está formado por dos quarks up y un quark down. Los quarks se unen mediante partículas llamadas gluones. Existen seis tipos diferentes de quarks (up, down, bottom, top, extraño y encanto). Los protones se mantienen unidos a los neutrones por el efecto de los piones, que son mesones compuestos formados por parejas de quark y antiquark (a su vez unidos por gluones). Existen también otras partículas elementales que son responsables de las fuerzas electromagnética (los fotones) y débil (los neutrinos y los bosones W y Z).

Los electrones, que están cargados negativamente, tienen una masa 1/1836 de la del átomo de hidrógeno, proviniendo el resto de su masa del protón. El número atómico de un elemento es el número de protones (o el de electrones si el elemento es neutro). Los neutrones por su parte son partículas neutras con una masa muy similar a la del protón. Los distintos isótopos de un mismo elemento contienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. El número másico de un elemento es el número total de protones más neutrones que posee en su núcleo.

Las propiedades más interesantes de las 3 partículas constituyentes de la materia existente en el universo son:

Protón

Se encuentra en el núcleo. Su masa es de 1,6×10^-27 kg.¹ Tiene carga positiva igual en magnitud a la carga del electrón. El número atómico de un elemento indica el número de protones que tiene en el núcleo. Por ejemplo el núcleo del átomo de hidrógeno contiene un único protón, por lo que su número atómico (Z) es 1.

Electrón

Se encuentra en la corteza. Su masa aproximadamente es de 9,1×10^-31kg. Tiene carga eléctrica negativa (-1.602×10^-19C).²

Neutrón

Se encuentra en el núcleo. Su masa es casi igual que la del protón. No posee carga eléctrica.

El concepto de partícula elemental es hoy algo más oscuro debido a la existencia de cuasipartículas que si bien no pueden ser detectadas por un detector constituyen estados cuánticos cuya descripción fenomenológica es muy similar a la de una partícula

Resumen del tema 1.1.1

Rayos catódicos:

 Son corrientes de electrones observados en un tubo  de vacío que se equipan de por lo menos dos electrodos cátodo (negativo) y ánodo (positivo) en una configuración llamada diodo, al calentarse el cátodo emite radiación que viaja hacia el ánodo. Si las paredes internas del cristal están cubiertas de material fluorescente brillan intensamente, una capa de metal entre dos electrodos proyecta una sombra en la capa fluorescente. Esto significa que la causa de emisión de luz son los rayos emitidos por el cátodo al golpear la capa fluorescente, los rayos viajan en línea recta hacia el ánodo y continúan más allá durante una cierta distancia, son desviados por campos magnéticos  y eléctricos (pueden ser producidos colocando electrodos de alto voltaje o imanes fuera del tubo de vacío­- esto explica los imanes en la pantalla de la tv.). El tubo de rayos catódicos (CRT) es conocido como tubo de crookes (invento de William Crookes) el CRT es la clave de los televisores los osciloscopios y las cámaras de tv.

Rayos anódicos:

Son conocidos también como canales o positivos, son haces de rayos positivos construidos por cationes atómicos  o moleculares que se desplazan hacia el electrodo negativo en un tubo de crookes, fueron observados por vez primera por Eugen Goldstein, además de Wilhelm Wien y Joseph Jonh Thompsonsobre los rayos anódicos, apareció la espectromia de masas.

Se forman cuando van desde el cátodo (-) y ánodo (+), chocan contra el gas encerrado en el tubo. Las partículas del mismo signo se repelen, los electrones que van hacia el ánodo arrancan electrones de la corteza de los átomos del gas el átomo se queda (+) al formarse un ion (+) estos  se precipita hacia el cátodo que los atrae la carga (-).

1.1.2  Radioactividad

La radiactividad o radioactividad es un fenómeno químico-físico por el cual algunos cuerpos o elementos químicos, llamados radiactivos, emiten radiaciones que tienen la propiedad de impresionar placas radiográficas fecisterografias, ionizar gases, producir fluorescencia, atravesar cuerpos opacos a la luz ordinaria, entre otros. 

La radiactividad puede ser:

  Natural: manifestada por los isótopos que se encuentran en la naturaleza.

  Artificial o inducida: manifestada por los radioisótopos producidos en transformaciones artificiales.

Radioactividad natural

En 1896 Henri Becquerel descubrió que ciertas sales de uranio emiten radiaciones espontáneamente

El estudio del nuevo fenómeno y su desarrollo posterior se debe casi exclusivamente al matrimonio de Marie y Pierre Curie, quienes encontraron otras sustancias radiactivas: eltorio, el polonio y el radio.  El fenómeno de la radiactividad se origina exclusivamente en el núcleo de los átomos radiactivos. Se cree que se origina debido a la interacción neutrón-protón.        

 Ernest Rutherford en 1911,  demostró que las radiaciones emitidas por las sales de uranio pueden ionizar el aire y producir la descarga de cuerpos cargados eléctricamente.

Con el uso del neutrón, partícula teorizada en 1920 por Ernest Rutherford, se consiguió describir la radiación beta.

En 1932, James Chadwick descubrió la existencia del neutrón que Rutherford había predicho en 1920, e inmediatamente después Enrico Fermi descubrió que ciertas radiaciones emitidas en fenómenos no muy comunes de desintegración son en realidad neutrones.

Radiactividad artificial

La radiactividad artificial, también llamada radiactividad inducida, se produce cuando se bombardean ciertos núcleos estables con partículas apropiadas. Si la energía de estas partículas tiene un valor adecuado, penetran el núcleo bombardeado y forman un nuevo núcleo que, en caso de ser inestable, se desintegra después radiactivamente. Fue descubierta por los esposos Jean Frederick Joliot-Curie e Irène Joliot-Curie, bombardeando núcleos de boro y de aluminio con partículas alfa

Clases y componentes de la radiación

Se comprobó que la radiación puede ser de tres clases diferentes, conocidas como partículas, desintegraciones y radiación:

1.   Partícula alfa

1.    Desintegra

2.    Radiación gammación beta: 

Símbolo

Símbolo utilizado tradicionalmente para indicar la presencia de radiactividad.

Nuevo símbolo de advertencia de radiactividad adoptado por la ISO en 2007 para fuentes que puedan resultar peligrosas. Estándar ISO #21482.

El 15 de marzo de 1994, la Agencia Internacional de la Energía Atómica (AIEA) dio a conocer un nuevo símbolo de advertencia de radiactividad con validez internacional. La imagen fue probada en 11 países.

Contador Geiger

Un contador Geiger es un instrumento que permite medir la radiactividad de un objeto o lugar.

                                                                                                                                       

Consecuencias para la salud de la exposición a las radiaciones ionizantes

Los efectos de la radiactividad sobre la salud son complejos. Dependen de la dosis absorbida por el organismo. Como no todas las radiaciones tienen la misma nocividad, se multiplica cada radiación absorbida por un coeficiente de ponderación para tener en cuenta las diferencias. Esto se llama dosis equivalente, que se mide en sieverts (Sv). Una radiación alfa o beta es relativamente poco peligrosa fuera del cuerpo. En cambio, es extremadamente peligrosa cuando se inhala. Por otro lado, las radiaciones gamma son siempre dañinas, puesto que se neutralizan con dificultad.

Riesgos para la salud

.

El riesgo para la salud no sólo depende de la intensidad de la radiación y de la duración de la exposición, sino también del tipo de tejido afectado y de su capacidad de absorción. Por ejemplo, los órganos reproductores son 50 veces más sensibles que la piel.

1.2  Base experimental de la teoría cuántica

Teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. 
Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927 y afirmaba que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.

La teoría cuántica posee.

Número Atómico.- Número de electrones que es igual a su número de protones del elemento.

Número de Masa.- Es la suma de protones y neutrones que contiene el núcleo.

Isótopo.- Es el elemento que tiene igual número atómico que otro con distinto número de neutrones y por lo tanto diferente número de masa.

Masa Atómica.- Es la suma promedio de los isótopos que existen en la naturaleza comparado con el carbono 12 (C¹²). Es la suma promedio de los isótopos.

Masa Formula.- Es la suma de la masa atómica de todos los átomos presentes en la formula.

Masa Molecular.- La suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman una molécula y se expresa en U. M. A.

Negro de Carbono ó Negro de Humo.- producto del carbono derivado del petróleo y se asemeja a lo que es el cuerpo negro. Ejemplo: Las llantas de los carros.

PARA QUE NOS SIRVE LA TEORIA CUANTICA:

En la teoría cuántica se basan los semiconductores.

Dichos semiconductores son la base de los transistores, los microprocesadores, etc., etc. Imagina la utilidad de esta ciencia: EN ELLA SE BAS PRACTICAMENTE TODA LA ELECTRONICA!!!!(Computadoras, celulares, reproductores de música, televisores, etc., Esta cosa es realmente útil.

1.2.1  Teoría Ondulatoria de la Luz 

Fue idea del físico holandés C. Huygens. La luz se propaga mediante ondas mecánicas emitidas por un foco luminoso. La luz para propagarse necesitaba un medio material de gran elasticidad, impalpable que todo lo llena, incluyendo el vacío, puesto que la luz también se propaga en él. A este medio se le llamó éter. 

La energía luminosa no está concentrada en cada partícula, como en la teoría corpuscular sino que está repartida por todo el frente de onda. El frente de onda es perpendicular a las direcciones de propagación. La teoría ondulatoria explica perfectamente los fenómenos luminosos mediante una construcción geométrica llamada principio de Huygens. Además según esta teoría, la luz se propaga con mayor velocidad en los medios menos densos. a pesar de esto, la teoría de Huygens fue olvidada durante un siglo debido a la gran autoridad de Newton.

En 1801 el inglés T. Young dio un gran impulso a la teoría ondulatoria explicando el fenómeno de las interferencias y midiendo las longitudes de onda correspondientes a los distintos colores del espectro. 
La teoría corpuscular era inadecuada para explicar el hecho de que dos rayos luminosos, al incidir en un punto pudieran originar oscuridad.

La primera teoría es la básica que propone que la luz se comporta al igual que el sonido como una o varias ondas.

Por otro lado Einstein estaba de acuerdo en que la luz se comporta como partículas a las cuales llamó Photones.

La primera teoría es respaldada con los vidrios polarizados ya que estos solo dejan entrar ciertas ondas de luz.

Las últimas teorías proponen que la luz se comporta de ambas maneras

1.2.2  Radiación del cuerpo negro y teoría de                       Planck

Cuando un cuerpo es calentado emite radiación electromagnética en un amplio rango de frecuencias. El cuerpo negro (ideal) es aquel que además absorbe toda la radiación que llega a él sin reflejarla, de tal forma que sólo emite la correspondiente a su temperatura. A fines del siglo XIX fue posible medir la radiación de un cuerpo negro con mucha precisión. La intensidad de esta radiación puede en principio ser calculada utilizando las leyes del electromagnetismo. El problema de principios del siglo XX consistía en que si bien el espectro teórico y los resultados experimentales coincidían para bajas frecuencias (infrarrojo), estos diferían radicalmente a altas frecuencias. Este problema era conocido con el provocativo nombre de “la catástrofe ultravioleta”, ya que la predicción teórica diverge a infinito en ese límite.

Quien logró explicar este fenómeno fue Max Planck, en 1900, que debió para ello sacrificar los conceptos básicos de la concepción ondulatoria de la radiación electromagnética. Para resolver la catástrofe era necesario aceptar que la radiación no es emitida de manera continua sino en cuantos de energía discreta, a los que llamamos fotones. La energía de estos cuantos  es proporcional a su frecuencia y a la llamada constante de Planck, h = 6,6 10^-34 Joule x segundo, una de las constantes fundamentales de la física moderna. Cuando la frecuencia de la radiación es baja el efecto de la discretización se vuelve despreciable debido al minúsculo valor de la constante de Planck, y es perfectamente posible pensar al sistema como continuo, tal como lo hace el electromagnetismo clásico. Sin embargo, a frecuencias altas el efecto se vuelve notable. En 1905, Einstein utilizaría el concepto de fotón para explicar otro fenómeno problemático en el marco de la física clásica, la generación de una corriente eléctrica al aplicar luz monocromática sobre un circuito formado por chapas metálicas, conocido como el efecto fotoeléctrico. Einstein obtendría tiempo después el Premio Nobel por este importante hallazgo teórico.

Un cuerpo negro hace referencia a un objeto opaco que emite radiación térmica. Un cuerpo negro perfecto es aquel que absorbe toda la luz incidente y no refleja nada. A temperatura ambiente, un objeto de este tipo debería ser perfectamente negro (de ahí procede el término cuerpo negro.). Sin embargo, si se calienta a una temperatura alta, un cuerpo negro comenzará a brillar produciendo radiación térmica.

1.2.3  Efecto fotoeléctrico

Se dice que fue observado por primera vez en 1839 en Francia [1]. Sin embargo, hoy día se atribuye el descubrimiento a Heinrich Hertz en 1887. Hertz descubrió el efecto fotoeléctrico por accidente, al tratar de probar la teoría de Maxwell sobre la radiación electromagnética, en esencia ondulatoria. Con los trabajos de gran numero de  físicos, entre los que merecen destacarse Hallwachs, Stoletow y Lenard, junto con Hertz, demostraron la existencia del llamado efecto fotoeléctrico: cuando se ilumina una placa metálica con radiación electromagnética, el metal emite electrones. Con estos mismos trabajos quedaron establecidas de forma empírica las características fundamentales para este efecto:

i) El número de electrones emitidos es proporcional a la intensidad de la radiación incidente.

ii) Para cada metal existe una frecuencia umbral ν0 tal que para la radiación de frecuencia menor (ν <ν0) no se emiten electrones.

iii) La energía cinética máxima de los electrones emitidos es proporcional a (ν - ν0) y es independiente de la intensidad de la radiación incidente.

iv) La emisión de electrones es prácticamente instantánea, es decir aparece y desaparece con la radiación electromagnética, sin retraso detectable.

Las características ii) y iii) son irreconciliables con la teoría ondulatoria de la luz y planteaban un reto para la Física de su tiempo.

Einstein, en 1905, utilizó la idea de Planck de la cuantización para explicar las características  del efecto fotoeléctrico (por esta explicación recibió el premio Nobel el año 1921) y concluyó que la radiación de frecuencia ν (monocromática) se comporta como si constara de un número finitode cuantos de energía, localizados e independientes, cada uno de ellos con energía E = hν. En la

nomenclatura actual, introducida por Lewis, estos cuantos reciben el nombre de FOTONES.Con este resultado, la interpretación del efecto fotoeléctrico es inmediata. La luz defrecuencia ν está formada por fotones de energía hν. Los electrones se encuentran ligados en elmetal ocupando distintos niveles de energía. φ0 (>0) es la energía de ligadura de los electronesmenos ligados que, evidentemente, dependerá del metal que se considere (se acostumbra a llamar

función de trabajo del metal y es del orden de magnitud de unos pocos electronvoltios). Un fotónque incide sobre el metal pude ser absorbido por uno de los electrones (uno solo, y absorción total,si se acepta el carácter indivisible del fotón). La energía del fotón se utiliza en parte para liberar alelectrón de su ligadura al metal y en parte para suministrarle energía cinética. Por tanto la energíacinética máxima de los electrones emitidos es:

Ecmax = Efotón- φ0 = hν - φ0 (1)

correspondiente a arrancar un electrón del nivel menos ligado. Y dado que ECmax>0, existeevidentemente una frecuencia umbral dada por: hν0= φ0 (con energía menor no es posiblearrancar ningún electrón). Millikan fue el primero en confirmar plenamente el brillante resultadode Einstein al medir directamente la constante de Planck mediante experimentos sobre el efectofotoeléctrico, y hallar un valor para h coincidente con el obtenido del análisis de la radiación delcuerpo negro.

Es muy curioso que en los lugares menos esperados o sin que siquiera lo otemos, las ideas revolucionarias de Einstein están presentes. Las aplicaciones del efecto fotoeléctrico las encontramos en: Camaras, en el dispositivo que gobierna los tiempos de exposición; en detectores de movimiento; en el alumbrado público; como regulador de la cantidad de toner en la máquinas copiadoras; en las celdas solares muy útiles en satélites, calculadoras, y relojes. Las aplicaciones las encontramos, también, cuando asistimos a una función de cine ya que el audio que escuchamos es producido por señales eléctricas que son provocadas por

los cambios de intensidad de la luz al pasar por la pista sonora que viene en la cinta cinematrográfica. Pero es muy interesante que el efecto fotoeléctrico se aplica en los ¡alcoholímetros! en donde la reacción del alcohol con una sustancia de prueba provoca cambios de color los cuales son medidos por el dispositivo, la lectura nos permite entonces saber la concentración de alcohol en el individuo. Estamos inmersos en un mundo tecnológico que Einstein descubrió para nosotros.

1.2.4  Espectros de emisión y series espectrales

Espectros de emisión: Son aquellos que se obtienen al descomponer las radiaciones emitidas por un cuerpo previamente excitado.

- Los espectros de emisión continuos se obtienen al pasar las radiaciones de cualquier sólido incandescente por un prisma. Todos los sólidos a la misma Temperatura producen espectros de emisión iguales.

La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo, que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran.

los elementos químicos en estado gaseoso y sometido a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas longitudes de onda. El siguiente gráfico muestra el espectro de emisión del sodio.

Los espectros de emisión discontinuos se obtienen al pasar la luz de vapor o gas excitado. Las radiaciones emitidas son características de los átomos excitados.

Series espectrales.

Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida:

Serie Lyman:  Zona ultravioleta del espectro.

Serie Balmer: Zona visible del espectro.

Serie Paschen:  Zona infrarroja del espectro.

Serie Bracket: Zona infrarroja del espectro.

Serie Pfund: Zona infrarroja del espectro.

Serie Pfund: Zona infrarroja del espectro.

Espectros de Absorción

Así como muchos importantes descubrimientos científicos, las observaciones de Fraunhofer sobre las líneas espectrales del sol fue completamente accidental. Fraunhofer no estaba observando nada de ese tipo; simplemente estaba probando algunos modernos prismas que el había hecho. Cuando la luz del sol pasó por una pequeña hendidura y luego a través del prisma, formó un espectro con los colores del arco iris, tal como Fraunhofer   esperaba, pero para su sorpresa, el espectro contenía una serie de líneas oscuras. 

1.3 Modelo atómico de Bohr

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo que Bohr propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.

Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.

Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

Postulados de Bohr

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales:

1. Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas.
2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.
3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas.
4. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angularorbital L de acuerdo con la siguiente ecuación:

Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal.

La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A esta distancia se le denomina radio de Bohr. Un electrón en este nivel fundamental no puede descender a niveles inferiores emitiendo energía.

Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo.

Basándose en la constante de Planck consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.

1.3.1 Teoría atómica de Bohr-Sommerfeld

El físico alemán Arnold Sommerfeld, crea en 1916, el modelo atómico que lleva su nombre, para dar algunas mejoras al modelo atómico de Bohr, ayudándose de la relatividad deAlbert Einstein

El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes. Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.

Sommerfeld, llegó a la conclusión, de que este comportamiento de los electrones  se podía explicar, diciendo que dentro de un mismo nivel de energía existían distintos  subniveles energéticos, lo que hacía que hubiesen diversas variaciones de energía, dentro de un mismo nivel teóricamente, Sommerfeld había encontrado que en algunos átomos, las velocidades que experimentaban los electrones llegaban a ser cercanas a la de la luz, así que se dedicó a estudiar los electrones como relativistas.

1.4 Teoria cuantica

La Teoría Cuántica es uno de los pilares fundamentales de la Física actual. Se trata de una teoría que reúne al formalismo matemático y conceptual, y recoge un conjunto de nuevas ideas introducidas a lo largo del primer tercio del siglo XX, para dar explicación a procesos cuya comprensión se hallaba en conflicto con las concepciones físicas vigentes.

La teoría Cuántica, es una teoría Física basada en la utilización del concepto de unidad Cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.

1.4.1 Principio de dualidad, postulado de broglie

El físico francés Louis de Broglie en 1924, considero, que la luz no solo es un efecto corpuscular sino también ondulatorio. La dualidad onda-corpúsculo es la posesión de propiedades tanto ondulatorias como corpusculares por parte de los objetos subatómicos. La teoría de la dualidad de la materia considera que la materia tiene un comportamiento corpúsculo-onda ó partícula-onda.

Postulados de Broglie:

Diversos experimentos de óptica aplicada llevaron a la consideración de la luz como una onda.

De otra parte el efecto fotoeléctrico demostró la naturaleza corpuscular de la luz (fotones)

En 1924 De Broglie que el comportamiento dual de la onda-partícula dado a la luz, podría extenderse con un razonamiento similar, a la materia en general. Las partículas materiales muy pequeñas (electrones, protones, átomos y moléculas) bajo ciertas circunstancias pueden comportarse como ondas. En otras palabras, las ondas tienen propiedades materiales y las partículas propiedades ondulatorias (ondas de materia)

Según la concepción de Broglie, los electrones en su movimiento deben tener una cierta longitud de onda por consiguiente debe haber una relación entre las propiedades de los electrones en movimiento y las propiedades de los fotones.

La longitud de onda asociada a un fotón puede calcularse:

ð Longitud de onda en cm.

H= Constante de Planck = 6,625 x 10-27 ergios/seg.

M= Masa.

C= Velocidad de la Luz.

Esta ecuación se puede aplicar a una partícula con masa (m) y velocidad (v), cuya longitud de onda (ðð) sería:

Una de las más importantes aplicaciones del carácter ondulatorio de las partículas materiales es el microscopio electrónico, en el cual en vez de rayos de luz se emplea una corriente de electrones.

1.4.2 Principio de incertidumbre de Heisenberg

El físico alemán Werner K. Heisenberg es conocido sobre todo por formular el principio de incertidumbre, una contribución fundamental al desarrollo de la teoría cuántica. Este principio afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula. El principio de incertidumbre ejerció una profunda influencia en la física y en la filosofía del siglo XX.

Heisenberg, uno de los primeros físicos teóricos del mundo, realizó sus aportaciones más importantes en la teoría de la estructura atómica. En 1925 comenzó a desarrollar un sistema de mecánica cuántica, denominado mecánica matricial, en el que la formulación matemática se basaba en las frecuencias y amplitudes de las radiaciones absorbidas y emitidas por el átomo y en los niveles de energía del sistema atómico.

Heisenberg presentó su modelo atómico, negándose a describir al átomo como un compuesto de partículas y ondas, ya que pensaba que cualquier intento de describir al átomo de dicha manera fracasaría. Él prefería hacer referencia a los niveles de energía o a las órbitas de los electrones, usando términos numéricos, utilizando lo que llamó “mecánica de matriz”.

El principio de incertidumbre desempeñó un importante papel en el desarrollo de la mecánica cuántica y en el progreso del pensamiento filosófico moderno. En 1932, Heisenberg fue galardonado con el Premio Nobel de Física. Entre sus numerosos escritos se encuentran Los principios físicos de la teoría cuántica, Radiación cósmica, Física y filosofía e Introducción a la teoría unificada de las partículas elementales.

Para conseguir entender mejor este principio, se suele pensar en el electrón, ya que para realizar la medida o para poder ver a esta partícula se necesita la ayuda de un fotón, que choque contra el electrón modificando su posición, así como su velocidad, pero siempre se comete un error al intentar medirlo, por muy perfecto que sea el instrumental que utilizamos para el experimento, éste introducirá un fallo imposible de anular.

En mecánica cuántica, las partículas no siguen caminos definidos, no se puede saber el valor exacto de las magnitudes físicas que explican el estado de movimiento de una partícula, solamente una estadística de su distribución, por lo cual  tampoco se puede saber la trayectoria de una partícula. Pero, en cambio si se puede decir que hay una cierta probabilidad de que una partícula esté en una región concreta del espacio en un momento dado.

El “principio de incertidumbre” influyó notablemente en el pensamiento físico y filosófico de la época. Es frecuente leer que el principio de la incertidumbre borra todas las certezas de la naturaleza, dando a entender, que la ciencia no sabe ni sabrá nunca hacia donde se dirige, ya que el conocimiento científico depende de la imprevisibilidad del Universo, donde la relación causa- efecto no siempre van de la mano. Su principio de incertidumbre jugó un papel importante, no solo en la ciencia , sino también en el avance del pensamiento filosófico actual.

1.4.3 Ecuación  de onda de Schrödinger

El físico austríaco, Erwin Schrödinger, desarrolló en 1925  la conocida ecuación que lleva su nombre. Esta ecuación es de gran importancia en la mecánica cuántica, donde juega un papel central, de la misma manera que la segunda ley de Newton en la mecánica.

Fue entre 1925 y 1930, cuando apareció la teoría de la mecánica cuántica, de la mano de un grupo de investigadores, donde destacaba Erwin Schrödinger. Esta teoría fue importante, no sólo por su relevancia e importante papel en la ciencia, sino también por la gran cantidad de conceptos científicos implicados en ella.

Son muchos los conceptos previos implicados en la ecuación de Schrödinger, empezando por los modelos atómicos. Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, todos ellos contribuyeron al modelo atómico actual, ideado por Erwin Schrödinger, modelo conocido como“Ecuación de onda”. Esta es una ecuación matemática que tiene en consideración varios aspectos:

·         La existencia de un núcleo atómico, donde se concentra la gran cantidad del volumen del átomo.

·         Los niveles energéticos donde se distribuyen los electrones según su energía.

·         La dualidad onda-partícula

·         La probabilidad de encontrar al electrón

A inicios del siglo XX se sabía que la luz podía comportarse como una partícula, o como una onda electromagnética, según las circunstancias, siendo el 1923, cuando De Broglie generalizó la dualidad a todas las partículas conocidas hasta el momento, proponiendo la hipótesis de que las partículas pueden ir asociadas a una onda, hecho que se comprobó experimentalmente cuatro años después, al observarse la difracción de electrones. En el caso de los fotones, De Broglie relacionó cada partícula libre con una energía E, con una cantidad de movimiento p, una frecuencia ν, y una longitud de onda λ, relacionándolas de la siguiente manera:

E = h ν

p = h / λ

Clinton Davisson y Lester Germer, realizaron la comprobación experimental, mostrando la longitud de onda relacionada a los electrones según la difracción siguiendo la fórmula de Bragg, que como había predicho De Broglie, se correspondía con la longitud de onda de su fórmula.

Schrödinger trató de escribir una ecuación siguiendo la anterior predicción de De Broglie pero reduciendo las escalas macroscópicas e la ecuación de la mecánica clásica, expresándose la energía mecánica total como:

E= p^2 / 2m + V ( r )

Max Born dio una correcta interpretación física para la función de la función de Schrödinger en 1926, sin embargo el carácter probabilístico introducido por Schrödinger provocó mucha desconfianza en los físicos, incluso aquellos con renombre, como por ejemplo, Albert Einstein.

La solución de esta ecuación, fue la función de onda, siendo ésta, una medida de probabilidad de encontrar al electrón en un espacio, conocido como orbital.
Las funciones de onda se transforman con el tiempo, siendo su evolución temporalestudiada en la famosa ecuación del físico austríaco.

Otros conceptos utilizados por Schrödinger se basan en la óptica y la mecánica, y el paralelismo de ambas.

A inicios de los años 30, Born le dio una interpretación probabilística distinta a la función de onda a la que De Broglie y Schrödinger habían dado, lo que le supuso el premio Nobel. En este trabajo, Born vio mediante formulas matriciales de mecánica cuántica, que los conjuntos cuánticos de estados, de manera natural construían espacios de Hilbert, para poder representar los estados físicos en cuántica.

Actualmente la ecuación se formula según la mecánica cuántica, donde el estado en un instante t, de un sistema definido por un elemento │Ψ ( t ) > en el espacio de Hilbert, y usando la notación de Dirac , se pueden representar todos los resultados posibles de todas las medidas de un sistema.

1.4.3.1 Significado fisico de la función de la onda   
La función de onda no implica que una partícula sea exactamente un aglomerado o paquete de ondas   sino esta tiene que ver con la probabilidad de la posición de una partícula que está dada por las funciones de ondas.
Con la cual podemos calcular la probabilidad De si la partícula   existe en dicho espacio.
Esta interpretación probabilística de la función de onda es formulada y propuesta por Bohr y es uno de los fundamentos de la mecánica cuántica. 

El valor de   la función de una onda   asociado   con una partícula   en movimiento está relacionado   con la   probabilidad   de encontrar la partícula en el mundo   (x, y, z, en el instante de tiempo (t)) 
Por ejemplo:
En el campo eléctrico   de una onda electro magnética   una probabilidad negativa   o compleja   es algo sin sentir esto significa que   la función de onda no va poder ser observada.
Sin embargo el modulo   de la función de onda   siempre es real y positivo (x) esto se le conoce como la   densidad de probabilidad, ahora si podemos   dar una interpretación física sobre este tema que   es la probabilidad de encontrar una partícula   en el punto x, y, z. en el instante (t). Que es proporcional al cuadrado 
De su función de onda /Ψ/². 

La función de onda presenta amplitud positiva   y negativa   aunque estos signos de la amplitud   no tienen un significado directo   si resulta de gran importancia cuando las funciones de onda se pueden   relacionar.
Tenemos dos partículas   y cada una tiene sus funciones de onda. Como podemos   ver las funciones de onda van a interaccionar   en este caso   la parte positiva de las funciones   se suman   originando un aumento de amplitud y se conoce este fenómeno   como   interferencia constructiva. 
(ambas ondas deben ser positivas) 

Si las ondas   presentan signos contrarios, la parte positiva será anulada por la parte negativa   dando lugar a un fenómeno llamado interferencia destructiva.

1.4.3.2 Números cuánticos y orbitales atómicos

Un orbital atómico es una determinada función de onda, espacial e independiente del tiempo a la ecuación de Schrödinger para el caso de un electrón sometido a un potencial colombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución general señala unívocamente a un estado monoelectrónico posible.

Estos tres números cuánticos hacen referencia a la energía total del electrón, el momento angular orbital y la proyección del mismo sobre el eje z del sistema del laboratorio y se denotan por

El nombre de orbital también atiende a la función de onda en representación de posición independiente del tiempo de un electrón en una molécula. En este caso se utiliza el nombre orbital molecular.

Números cuánticos

La propuesta de Schrödinger, considerado como el 5° modelo atómico, radica en describir las características de todos los electrones de un átomo, y para ello uso lo que conocemos como números cuánticos.

Los números cuánticos se denominan con las letras n, m, l y s y nos indican la posición y la energía del electrón. Ningún electrón de un mismo átomo puede tener los mismos números cuánticos.

El significado de los números cuánticos es:

n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7.

l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón, puede ser s, p, d y f (0, 1, 2 y 3).

m = número cuántico magnético, representa la orientación de los orbitales en el espacio, o el tipo de orbital, dentro de un orbital especifico. Asume valores del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l).

s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón. Este número tiene en cuenta la rotación del electrón alrededor de su propio eje a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos valores +1/2 y -

En resumen los números cuánticos se expresan:

N: Nivel de energía (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)

L: Orbital (s=0, p=1, d=2 y f=3) del =0 (orbital s) hasta n - 1.

M: magnético (m=-l ,0 +1) desde -l, pasando por cero, hasta +l.

S: spin (-1, + 1).

Los números cuánticos sirven a su vez para entender la información que aporta la configuración electrónica.

1.5 Distribución electrónica en sistemas polielectrónica

A pesar de que la distribución de la densidad electrónica es diferente en los orbitales 2 s y 2 p, el electrón del hidrógeno tendría la misma energía ya sea que estuviera en un orbital 2 s ò   2 p. Se dice que los orbitales que tienen la misma energía están “degenerados”.
 El orbital 1s en un átomo de hidrógeno, corresponde a la condición   de máxima estabilidad y se le llama estado fundamental. Un electrón   que se ubique es este orbital será el más fuertemente atraído por el núcleo. Un electrón en 2s, 2p u otros orbitales de un átomo de hidrógeno, estará en un estado excitado. Los niveles energéticos son diferentes para átomos polielectrónicos.   La energía de un electrón de un átomo polielectrónico, a diferencia del átomo de hidrógeno, depende no solo de su número quántico principal (n), sino también  de su número quántico de momento angular (l).
 La energía total de un átomo depende no solo de la suma de las energías de los orbitales, sino también de la repulsión electrónica en éstos orbitales. Resulta que la energía total de un átomo es menor cuando se llena la subcapa 4s antes que la 3d.

Donde la flecha hacia arriba indica uno de los dos posibles movimientos de giro del electrón, la caja representa un orbital atómico.

1.5.1 Principio de Aufbau o de construcción

La palabra Aufbau en alemán   significa “construcción progresiva”. Este principio se basa en el hecho de que así como los protones se agregan de uno en uno para construir la configuración electrónica de los elementos, los electrones similarmente se van agregando a los orbitales atómicos.

El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho.

Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos orientaciones del giro del electrón sin antes de que los restantes números cuánticos magnéticos de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.

Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico.

Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).

La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2p_x, 2p_y, 2p_z. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.

Y así, sucesivamente:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰7p⁶

El principio de exclusión de Pauli nos advierte, además, que ningún electrón en un átomo puede tener la misma combinación de números cuánticos como descripción de su estado energético con macromoléculas de hidrogeno sin embargo se planteo que el átomo era una partícula que no existió.

1.5.2 Principio de exclusión de Pauli

Principio de exclusión, en física, principio fundamental que afirma que dos partículas elementales de espín semientero, por ejemplo electrones, no pueden ocupar simultáneamente el mismo estado cuántico (estado de energía) en un átomo. El principio explica las regularidades de la ley periódica. Posiblemente todavía no se comprendan completamente todas sus implicaciones. El principio de exclusión fue formulado en 1925 por el físico y matemático suizo de origen austriaco Wolfang Pauli, que recibió el premio Nobel de Física en 1945.

Según la teoría cuántica, los estados posibles de los electrones en el átomo se especifican por cuatro números discretos llamados números cuánticos. Estos números cuánticos se emplean para describir matemáticamente un modelo tridimensional del átomo. El número cuántico principal, n, define el estado de energía principal, o capa, de un electrón en órbita. El número cuántico orbital, l, describe la magnitud del momento angular del electrón en órbita (véase Mecánica). El número cuántico m describe la orientación magnética en el espacio del plano de la órbita del electrón. El llamado espín se designa con el número cuántico de espín magnético, ms, que puede adoptar el valor de -y o +y según la dirección del espín. Para cada número cuántico, salvo ms, sólo están permitidos determinados valores enteros. Las consecuencias de esta regla están sustancialmente de acuerdo con la ley periódica.

Por ejemplo, cuando el número cuántico principal n es 1, la teoría cuántica sólo permite que el número orbital l y el número cuántico magnético m tengan un valor de 0, y que el número cuántico de espín ms sea +y o -y. El resultado es que sólo hay dos combinaciones posibles de números cuánticos: 1-0-0-(+y) y 1-0-0-(-y). Según el principio de exclusión, cada una de estas dos combinaciones de números cuánticos puede ser adoptada por un único electrón. Por tanto, cuando el número cuántico principal es n = l, sólo dos electrones pueden ocupar esa capa electrónica.

Cuando n = 2, la teoría cuántica permite que l sea 0 o 1, m sea +1, 0, o -1, y ms s sea +y o -y. Existen ocho combinaciones posibles de estos números cuánticos. Por tanto, en la segunda capa electrónica puede haber un máximo de ocho electrones. Con este método puede establecerse el número máximo de electrones permitidos en cada capa electrónica de cualquier átomo. La ley periódica se explica por el diferente grado de llenado de las capas electrónicas de los átomos.

El principio de exclusión de Pauli no sólo se aplica a los electrones de los átomos, sino también a los electrones libres que se desplazan a través de la materia en forma de corriente eléctrica cuando se aplica una diferencia de potencial. Los protones y neutrones del núcleo también están organizados en estados cuánticos, y en cada estado sólo se permiten dos partículas de la misma clase y espín opuesto. Todos los fermiones (partículas de espín semientero) cumplen el principio de exclusión, pero no así los bosones, que tienen espín entero.

1.5.3 Principio de máxima multiplicidad de Hund

La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el estudio de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente: “Al llenar orbitales de igual energía los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, separados.”
El átomo es más estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o anti paralelos).
La distribución electrónica mas estable en los subniveles es el que tiene el mayor numero de espines paralelos. Se utiliza para cuando se quiere distinguir a dos electrones para que sea más estable.
En otras palabras, los electrones entran de 1 en 1 en los orbitales que contienen la misma energía, cuando estos orbitales se completan con un electrón, entonces cada uno de ellos se satura con doce electrones en el mismo orden.

1.5.4 Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la clasificación periódica

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica)  estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Modelo atómico general.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Para comprender (visualizar  o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. 

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. 

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n".

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

  Entre las propiedades de los elementos químicos existen semejanzas y diferencias que permiten formar grupos semejantes. Esta clasificación es útil para sistematizar el estudio de los elementos y predecir su comportamiento químico. Desde fines de XVIII, los científicos han tratado de clasificar los elementos químicos teniendo en cuenta las semejanzas que se observan en sus propiedades. Entre otras, se pueden mencionar las propuestas de Lavoisier, Döbereiner y Newlands como aportes de importancia. En 1869, Dimitri Mendeleiev, pensó que existía una relación entre las propiedades de los elementos y sus pesos atómicos. Así, confeccionó una tarjeta para cada elemento en la que consigno el símbolo, las propiedades principales y el peso atómico. Luego, procedió a organizar las tarjetas por masas atómicas crecientes. Al continuar el ordenamiento por masas atómicas crecientes, observó que el elemento siguiente (sodio) tenía propiedades semejantes al litio por lo cual comenzó una nueva hilera. Así fue iniciando nuevas filas y conformando la tabla.

                                 

  La ley periódica es la ordenación que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características.
Inicialmente la estableció Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación computacional de las propiedades químicas, pero Julius Lothar Meyer ayudo a al establecimiento aunque este trabajó por separado, llevó a cabo un orden a partir de las propiedades físicas de los átomos.

  En las primeras tablas, el ordenamiento de los elementos en grupos de acuerdo con sus propiedades, hizo necesario dejar algunos casilleros vacíos. Mendeleiev explicó este hecho sosteniendo que dichos sitios correspondían a elementos aún no descubiertos en ese momento. Así predijo la existencia de tres elementos aun no descubiertos que denominó eka-aluminio, eka-boro y eka-silicio. Esta predicción fue uno de los mayores éxitos de Mendeleiev, pues efectivamente esos elementos fueron descubiertos veinte años después recibiendo el nombre de galio, escandio, y germanio.

  La tabla periódica actual, está relacionada con la estructura electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos conocidos, tanto los 92 que se hallaron en la naturaleza, como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares. Las principales características de la tabla periódica son:
+ los elementos están ordenados por su número atómico creciente. 
+ a cada elemento le corresponde un casillero donde figura su símbolo y otros datos, tales como el numero atómico, la masa atómica, la configuración electrónica, etc.
+ las filas horizontales se denominan periodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.

1.5.5 Principios de radiactividad

Deben enfatizarse dos aspectos de la radiactividad: Cuando el átomo de un elemento radiactivo emite energía también se descompone, con lo que nace un átomo nuevo. El nuevo elemento, llamado vástago del que lo produjo, también puede ser radiactivo y producir otro vástago, y así prosigue la cadena hasta que surja un elemento estable (no radiactivo) que le ponga fin. Por ejemplo, la serie de desintegración radiactiva en que participa el radio avanza en nueve pasos adicionales hasta terminar con una forma estable del plomo. Aunque sus isótopos muestran grandes semejanzas químicas, pueden presentar propiedades nucleares muy diferentes; en realidad una forma puede ser radiactiva y la otra no. Las formas radiactivas se denominan radio-isótopos. Estos también se identifican por sus números de masa, como por ejemplo U-235 o Ra-226. Ahora examinemos el ritmo de la desintegración radiactiva. Si se observa un átomo aislado, supongamos de Ra-226, ¿cuánto tiempo tardará en descomponerse su núcleo? Esta pregunta no puede responderse. Piénsese en el núcleo del Ra como un haz energético de materia cargada de electricidad; puede o no puede desintegrarse durante un periodo X. No obstante lo más probable es que el núcleo Ra se descomponga en cualquier minuto, día, año o siglo. Para comprender mejor esta idea tomemos un ejemplo más común. Imagínese que está haciendo búrbujas de jabón y observa cómo se rompen en el aire. ¿Cuanto durará la primera búrbuja? Es imposible predecir su duración con certeza, pero digamos que usted sabe que si espera un minuto la búrbuja tendrá una posibilidad del 50-50 de perdurar. Ahora, imagínese que hay 64 burbujas semejantes. Después de un minuto esperará que queden 32 búrbujas intactas; las otras 32 se habrán deshecho. Al cabo de otro minuto las 32 restantes se habrán reducido otra vez a la mitad y sólo esperará que queden 16. Transcurrido el tercer minuto esperará que queden ocho, y así sucesivamente. Previsto que la mitad se romperá en cualquier momento,este intervalo se denomina periodo de vida media. Aplicado este concepto a los radioisótopos el núcleo de un átomo de Ra-226 tiene una probabilidad de 50-50 de sobrevivir en cualquier intervalo dado de 1600 años. De donde si un gramo se colocara en el 1980 dentro de un recipiente después de 1600 años (en el año 3580) sólo quedaría medio gramo, y únicamente un cuarto después de otros 1600 años (en el año 5180), y así sucesivamente. Este proceso se llama desintegración radiactiva. El concepto de periodo de vida media no significa que después de 1600 años sin modificación alguna la mitad del Ra-226 se desintegre repentinamente. Recuerde las búrbujas de jabón: no pueden romperse al unísono a intervalos de un minuto; mas bien se observa que ocurren más o menos en forma regular. El periodo de vida media es un valor promedio para todas la búrbujas, como lo es para los núcleos del radio. Esto significa que existe la posibilidad de que ocurran descomposiciones en cualquier intervalo. Como hay una gran cantidad de átomos en una muestra de radio (aproximadamente 2.65 x 102 por gramo) cada segundo se desintegran muchos y un contador Geiger responderá sonando todo el tiempo. El ritmo al que la radiación es emitida por una muestra de Ra-226 depende de la cantidad de éste. Puesto que esta cantidad va decreciendo constantemente la velocidad de emisión o radiactividad de la muestra de Ra-226 decrece también. Sin embargo recuérdese que el Radio 226 produce otros radioisótopos al desintegrarse. Así pues, toda muestra que se haya estado desintegrando durante algún tiempo limitado contendrá algo del Ra-226 original y algo de cada uno de sus "vástagos" radiactivos, así como del producto final estable, Pb-206. Estos radioisótopos tienen vida media distinta, que va desde fracciones de segundo hasta unos 20 años. En consecuencia la radiactividad total producida por una muestra de radio, junto con sus productos radiactivos de desecho, es mayor que la producida por la muestra de Ra-226 sola.Y he aquí la última pregunta: ¿si los núcleos de los elementos radiactivos son inestables por qué siguen existiendo algunos en la Tierra? La única respuesta posible es esta: son vástagos de los radioisótopos que presentan vida media muy prolongada. Por ejemplo la vida media del U-238 natural, U-235, es de 4.500.000.000 de años. Sus radiaciones y el efecto de la radiación que llega a la Tierra del espacio exterior se le llama radiación de fondo. En años recientes, el hombre ha aumentado considerablemente la cantidad de materiales radiactivos en varias partes de la Tierra. No podemos inventar nada que detenga esta radiactividad. Se va haciendo más lenta por desintegración radiactiva a un ritmo determinado por la vida media de los radioisótopos que intervienen.

1.6 Aplicaciones tecnológicas de la

Emisión electrónica de los átomos

El átomo es la expresión más pequeña de la materia y a partir de ella se han logrado hacer diversas investigaciones y de esa manera se han hecho grandes descubrimientos acerca de este, utilizándolos se han logrado grandes avances en la ciencia y la tecnología.
En el desarrollo tecnológico la emisión electrónica de los átomos puede ser de verdadera utilidad como podremos comprobar a lo largo de este ensayo tiene muy diversas utilidades y, sabiendo utilizarlas correctamente podemos obtener diversos beneficios. 
Para poder realizar estos adelantos fue necesario realizar las investigaciones adecuadas, por lo tanto hay que recordar que la base de todos estos fue planteada por científicos y posteriormente desarrollada en caso de no haber sido concluidos.

El trazado isotópico en biología y en medicina.
Los diferentes isotopos de un elemento tienen las mismas propiedades químicas. El reemplazo de uno por otro en una molécula no modifica, por consiguiente, la función de la misma. Sin embargo, la radiación emitida permite detectarla, localizarla, seguir su movimiento e, incluso, dosificarla a distancia. El trazado isotópico ha permitido estudiar así, sin perturbarlo, el funcionamiento de todo lo que tiene vida, de la célula al organismo entero. En biología, numerosos adelantos realizados en el transcurso de la segunda mitad del siglo XX están vinculados a la utilización de la radioactividad: funcionamiento del genoma (soporte de la herencia), metabolismo de la célula, fotosíntesis, transmisión de mensajes químicos (hormonas, neurotransmisores) en el organismo entero. En biología, numerosos adelantos realizados en el transcurso de la segunda mitad del siglo XX están vinculados a la utilización de la radioactividad: funcionamiento del genoma (soporte de la herencia), metabolismo de la célula, fotosíntesis, transmisión de mensajes químicos (hormonas, neurotransmisores) en el organismo.