La estructura de lo que te rodea -1- El átomo

Bienvenidos a mi nuevo post Quiero compartir con ustedes el primer post de una serie sobre la naturaleza enfocada en un nivel microscópico para lograr entender un poco más nuestro universo. Me parece un tema interesante. Espero que les guste Para que sea visual incluí muchos gifs, así que te recomiendo que lo dejes cargar un poco. Introducción Generalmente damos por sentado el funcionamiento de lo que nos rodea. Aún sin pensarlo demasiado hemos aprendido a vivir en el universo, sabemos que las cosas no desaparecen por arte de magia, que el suelo se encuentra "abajo", que si nos apoyamos en una pared no la atravesamos, que si dejamos una remera mojada colgada en el patio en unas horas se seca, que al verter azucar en el café esta se disuelve, que lo caliente transfiere calor a lo frío, etc.. Este es un conocimiento casi instintivo que aún sin saberlo tiene mucha relación con algunas leyes fundamentales de la naturaleza, el funcionamiento del cosmos se extiende mucho más allá de lo que podemos percibir a simple vista. Nosotros, por suerte, hemos nacido en una época en la que tenemos de cierta forma incorporada la noción de átomo, que la materia está compuesta por innumerables partículas muy pequeñas, y esto facilita mucho que podamos comprender la naturaleza a una escala microscópica. Si tratamos de buscar una causa profunda acerca del comportamiento y estructura de lo que hay a nuestro alrededor, inevitablemente deberemos, analizar algunos de sus misterios con ayuda de la física y la química. El átomo Toda la química moderna se basa en la teoría de que la materia está compuesta de átomos de diferentes elementos, que no pueden transmutarse por métodos químicos. Son partículas que forman la mayoría de la materia que encontramos a nuestro alrededor. Es la unidad de materia más pequeña de un elemento químico, y distintas combinaciones de ellos resultan en una increíble variedad de sustancias. Un átomo de hierro es la menor cantidad de hierro posible, y puede estar formando tanto parte de una cuchara como parte de tu sangre. Un hecho casi poético que ha revelado la ciencia es que los átomos son polvo estelar, provienen de estrellas que los formaron en sus calientes y densos núcleos, que tras morir en inmensas explosiones llamadas supernovas son liberados para tras mucho tiempo; formar otras estrellas, planetas e incluso a nosotros. Los átomos son extremadamente pequeños, si un átomo midiera como una manzana entonces una manzana tendría el tamaño de la Tierra. Esta idea de que la materia no era continua sino discreta, formada por unas particulas fundamentales muy pequeñas se remonta a los antiguos filósofos griegos. Nada existe aparte de los átomos y el vacío, cuando cortamos una manzana, el cuchillo ha de pasar a través de espacios vacíos entre los átomos. Si no hubiesen estos espacios vacíos, el cuchillo topará con los átomos impenetrables y no podríamos cortar la manzana. Demócrito La palabra átomo significa indivisible, durante mucho tiempo se pensó que eran esferas sólidas. Con el avance de la física y la química hemos descubiero que en realidad los átomos no eran fundamentales, es decir, que no son la menor forma de materia. Tienen una estructura interna y sí es posible desarmarlos, están formados por partículas aún más fundamentales. El átomo está formado por 3 tipos de partículas subatómicas: Protones Neutrones Electrones Los protones con carga positiva, y los neutrones sin carga; se encuentran confinados en una región central extremadamente pequeña llamada núcleo (por eso se llaman nucleones). Los protones y neutrones tienen estructura interna, están formados por partículas fundamentales llamadas quarks. Se mantienen unidos por la fuerza nuclear fuerte. El núcleo comparado con el volumen total del átomo es minúsculo, pero aún así es en donde se encuentra concentrada casi toda la masa del átomo. Para darnos una idea de lo pequeño que imaginemos que el núcleo mide como una arveja, entonces el átomo mediría como un enorme estadio. Los electrones son partículas con carga negativa. A pesar de que su aporte a la masa del átomo es despreciable (pesan 1836 veces menos que los nucleones), la zona en dónde se encuentran ocupa la mayor parte del volumen del átomo. Son los encargados de atraer distintos núcleos atómicos mediante las uniones químicas. Son las partículas involucradas en las reacciones químicas. El número de protones determina el elemento químico y sus propiedades, ya que la cantidad de electrones en un átomo neutro es igual a la cantidad de protones, sus cargas son opuestas. En este post nos centraremos en la naturaleza de los electrones. Los átomos (osea lo que tenemos a nuestro alrededor) están casi totalmente vacíos. El modelo atómico de Rutherford Estudiaremos un poco la evolución de la concepción del átomo a lo largo de la historia, empezaremos con el modelo más "popular", la imagen más difundida de la estructura del átomo es el modelo atómico de Ernest Rutherford. Este modelo, ideado en 1911, revolucionó nuestro entendimiento del átomo, ya que era el primero en postular la existencia del núcleo como una zona en la que se concentra la carga positiva. Al bombardear una lámina muy fina de oro con partículas cargadas positivamente, Rutherford observó que algunas eran deflectadas hacia atrás. Esto solo podría explicarse si la carga positiva del átomo se encontraba concentrada, contradiciendo al modelo anterior, el de Thomson. Este modelo propone que los electrones son partículas que describen una órbita circular alrededor del núcleo como los planetas al sol. Esta concepción de átomo es muy primitiva comparada con las ideas actuales que explican el comportamiento y estructura del átomo en mucho más detalle. Este modelo presentaba serios problemas teóricos, por ejemplo, los electrones al girar en círculos deberían perder energía y caer inevitablemente en una espiral hacia el núcleo. Debido a que, según la electrodinámica clásica, una carga acelerada emite energía en forma de luz. El modelo atómico de Bohr Tan solo dos años más tarde, un ayudante de Rutherford, el físico danés Niels Bohr postuló un nuevo modelo que explicaba muchas más propiedades del comportamiento de los átomos y superaba los problemas de su antecesor. El modelo atómico de Bohr fue el primero en explicar los espectros de emisión y absorción de luz característicos de cada elemento. El oxígeno del aire es energizado por las partículas del viento solar y emite luz verde. Azul: Plomo Rojo: Calcio Verde: Cobre Amarillo: Sodio La luz es una forma de energía, también llamada radiación electromagnética. Lo que percibimos como distintos colores es luz de distinta energía. La luz del lado rojo del espectro visible es la menos energética que podemos ver, la del lado violeta la más energética. El espectro continúa por fuera de estos límites; menos energética que el rojo está la luz infrarroja, más energética que el violeta es luz ultravioleta. Si dejamos pasar a través de un prisma la luz emitida por una sustancia, esta se dispersa y podremos ver su espectro de emisión (abajo), si en cambio analizamos la luz que logra atravesar tras iluminar un contenedor con esa sustancia veremos el espectro de absorción (arriba). Como podrán notar, los átomos absorben y emiten luz en solo ciertos valores de energía. Esto es como una huella digital de cada elemento y permite identificarlos mediante una técnica llamada espectrometría. Niels Bohr incorporó la idea cuántica a su modelo atómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar alrededor del núcleo en órbitas circulares determinadas, con una energía fija; de mayor energía a mayor distancia del núcleo. Según este modelo, los átomos no podrían describir espirales hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera continua; en cambio, sólo podrían realizar "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de energía. Cuando esto ocurre, el átomo absorbe o emite un fotón (paquete de luz) con una energía igual a la diferencia de energía entre los niveles. Esto explica las líneas de absorción y emisión en el espectro de luz. Un electrón absorve un fotón solo si su energía equivale a la diferencia de energía entre 2 niveles de ese átomo. Al hacerlo se encuentra orbitando más lejos del núcleo, en un estado exitado. Como le sobra energía tiende a minimizarla volviendo a su nivel fundamental, esa energía que libera se transforma en un fotón con una energía igual a la diferencia de energía entre 2 órbitas. La distribución de los niveles energéticos depende de la carga del núcleo, y por lo tanto del elemento químico. Existe un número máximo de electrones por nivel. Los colores de las cosas Esto explica parte de la interacción de la materia con la luz. Nosotros vemos gracias a que la luz es reflejada por los objetos hasta llegar a nuestros ojos. Cuando un objeto es iluminado con luz blanca (una mezcla uniforme de luz de todos los colores), distintas cosas pueden ocurrir: Que la energía de los fotones incidentes no corresponda a la brecha energética entre 2 órbitas, en tal caso los fotones no logran excitar los electrones y no son absorbidos. Dependiendo de la estructura interna del material, transmitirá la luz (siendo transparente como el vidrio); o reflejará toda la luz incidente (siendo un objeto de color blanco). Que la energía de algunos fotones sí igualen a la diferencia de energía entre 2 órbitas, entonces esos fotones son absorbidos. La energía que adquieren los átomos tiende a transformarse en calor. La luz que no es absorbida es reflejada o transmitida. Esto es la causa de la coloración de los objetos. Por ejemplo un material rojo absorbe la mayoría de la luz que no es roja. La luz roja, que no es absorbida, es reflejada e ingresa en nuestros ojos. Un material negro absorbe todos los fotones del rango visible. De todas formas que algo sea transparente para el rango de energías de la luz visible, no significa que lo sea para todas. Por ejemplo: el vidrio es opaco a la luz infrarroja y ultravioleta, las paredes son transparentes a las ondas de radio y microondas. Mecánica cuántica A principios del siglo XX se dio una de las revoluciones científicas más grandes de la historia con el desarrollo de la física cuántica. La comunidad científica necesitaba crear un nuevo paradigma para lograr responder las nuevas preguntas sobre el comportamiento de la naturaleza a una escala ultramicroscópica. Estas ideas se enfrentaban al edificio de la física clásica, fundado sobre las tres leyes del movimiento de Newton y la ley de la gravitación universal, mediante las cuales se pretendía explicar al universo como una gran maquinaria. La física de Newton es una aproximación muy satisfactoria para estudiar el comportamiento de los cuerpos a gran escala, pero si queremos comprender a un nivel más fundamental la estructura de la materia deberemos dejar de lado el determinismo clásico y enfrentar las extrañas ideas del mundo cuántico, que contradicen muchas de nuestras nociones intuitivas sobre la naturaleza. Una de las primeras nociones que deberemos abandonar es la de que partículas y ondas son completamente distintas. Una partícula para nosotros es un cuerpo con una posición y velocidad definidas, y por lo tanto se puede predecir su trayectoria (su posición en cualquier instante). Una onda en el mundo macroscópico es muy diferente de una partícula, en vez de presentar una posición definida se encuentra en una región difusa del espacio. Una onda es la propagación vibrante de una perturbación en un medio, transporta energía pero no materia. Una onda está definida por su velocidad de propagación, longitud de onda, frecuencia y amplitud La longitud de onda es la distancia que separa 2 crestas consecutivas. Frecuencia es la cantidad de veces que se repite una onda en cierto tiempo. Amplitud es la máxima separación de la onda desde su posición de equilibrio. Dependiendo de la naturaleza de la onda estos valores representan cosas diferentes. Por ejemplo en una onda sonora la frecuencia determina el tono y la amplitud su volumen. En escalas ultramicroscópicas no es posible medir con absoluta precisión la posición de una partícula y su velocidad simultáneamente. Mientras más certeza tengamos sobre su posición, menor certeza tendremos sobre su velocidad. Esto es conocido como principio de incertidumbre de Heissenberg . El principio de incertidumbre es un impedimento intrínseco de la naturaleza para predecir con exactitud la evolución de un sistema. En cambio debemos conformarnos con poder calcular probabilidades de que un evento ocurra, esto provoca muchas consecuencias extrañas. Por ejemplo la clara diferencia entre onda y partícula que presenciamos en nuestra experiencia se diluye en el mundo cuántico, las partículas tienen propiedades de ondas y las ondas propiedades de partículas. Al no poder predecir la posición y velocidad exacta de una partícula hace que adopte una naturaleza difusa, se comporta como una onda de probabilidad. Lo que vibra en esta onda, podríamos decir, es la existencia misma de la partícula. Una partícula contenida en un recipiente no se comporta como en la figura A, sino que la probabilidad de encontrarse en un punto depende de la amplitud de la onda en ese punto (en los nodos es imposible encontrarla). Tampoco podría mantenerse quieta, ya que de esa forma conoceríamos su posición y velocidad. Este es un electrón confinado en una región circular, su posición es más probable en laz zonas rojas y menos probable en las azules. En cierta forma se encuentra en todos los lugares posibles hasta que medimos su posición. Un experimento famoso de la física cuántica es el experimento de la doble rendija de Young. Consiste en hacer pasar la luz de un laser a través de un par de rendijas angostas y observar en otra lámina la figura que proyectan. Se forma un patrón de rayas verticales con mayor brillo en el centro. Esto se conoce como patrón de interferencia. Esto sucede porque la luz se comporta como una onda, se emite desde ambas rendijas e interfiere consigo misma mientras se desplaza. Al estar superpuestas ambas ondas se suman, en aquellos lugares donde hay dos crestas la onda se fortalece, allí donde hay una cresta y un valle se cancelan mutuamente dejando oscuridad. Si en vez de hacer pasar fotones a través de las rendijas, disparamos electrones, esperaríamos ver del otro lado dos rayitas. Esto sería así si los electrones se comportaran como canicas, pero en cambio, para gran sorpresa de los físicos, del otro lado se despliega un patrón de interferencia. Esto demuestra la naturaleza ondulatoria de los electrones. La probabilidad de encontrar un electrón es mucho mayor en las zonas en las que las ondas de probabilidad interfieren constructivamente que en donde lo hacen destructivamente. El microscopio electrónico aprovecha esta dualidad onda-partícula de los electrones. Su capacidad de aumento es hasta 5000 veces la de los microscopios ópticos. Se utiliza para crear imágenes de objetos tan pequeños que no es posible estudiarlos con luz visible. La longitud de onda de la luz visible es tan grande comparado con estos objetos que no puede interactuar. La longitud de onda de los electrones en cambio es lo suficientemente pequeña como para lograr "ver" cosas tan pequeñas como virus. Una hoja Estereocilios, las células que nos permiten oír. Virus de VIH (verde) sobre un glóbulo blanco (azul) Una barva recién cortada Una bacteria sobre una diatomea sobre una pulga de agua Luis de Broglie fue el primero en proponer que de la misma forma que la luz es una onda y una partícula, las partículas de materia también eran ondas. Si relacionamos la concepción del electrón como onda con el modelo atómico de Bohr, logramos una explicación acerca de los niveles energéticos discretos en los que pueden existir los electrones. Según de Broglie, los electrones son ondas estacionarias circulares. Solo pueden existir en las distancias al núcleo en las que logra entrar un múltiplo entero de la longitud de onda. En cualquier otra distancia el electrón interferiría destructivamente consigo mismo. Modelo atómico de Schrödinger En 1925, un físico austríaco llamado Erwin Schrödinger, desarrolló la famosa ecuación de Schrödinger. Es de importancia fundamental en la física cuántica porque permite calcular la forma y evolución de las funciones de onda de probabilidad. El modelo atómico de Schrödinger es uno de los modelos más modernos, es el resultado de aplicar las soluciones de está ecuación para describir la distribución de los electrones dentro del átomo. Describe las regiones en donde se encuentran los electrones no como órbitas circulares, sino como regiones tridimensionales llamadas orbitales. Los orbitales son las zonas en las que es más probable encontrar un electrón. http://mw2.concord.org/public/part2/atomstrk/atomStructureSmall3.swf En está animación pueden ver que los electrones tienden a aparecer en una zona determinada, Si aprietan "trace electrons" verán que la zona de probabilidad es un círculo con mayor intensidad cerca del núcleo. Los orbitales de un átomo también son llamados nube electrónica. Sus formas permiten explicar algunas propiedades químicas de los elementos que antes no se podían explicar sin tener en cuenta la verdadera forma de los átomos. Los orbitales son niveles de energía, un electrón al ser exitado (por un fotón por ejemplo) salta de su orbital a uno de mayor energía. Este modelo explica con mayor precisión que el modelo de Bohr los espectros de emisión de los elementos. Así concluímos nuestro viaje a través del tiempo y el espacio. Gracias al trabajo de innumerables científicos a lo largo de la historia hemos podido refinar nuestras ideas acerca del mundo a escalas minúsculas, a costa de abandonar nuestro anhelo de ser capaces de poder predecir todo y aceptar que la naturaleza esconde muchos secretos que hacen tambalear nuestras concepciones intuitivas sobre su funcionamiento. En el próximo capítulo de esta serie aprenderemos como es que los electrones mantienen unida la materia. ~>La estructura de lo que te rodea -2- Uniones químicas Espero que les haya servido para aprender algo nuevo! Si te gustan los posts de física no dudes en seguirme Te invito a otros de mi posts: Los Colores del Cielo La Física de las Burbujas ¿Por qué no se caen los aviones? ¿Cómo funcionan los músculos?