Física. Descargas eléctricas en gases

Física
Cuando Leucipo y su discípulo Demócrito propusieron por primera vez el concepto de átomo, lo hicieron describiéndolo como la partícula más pequeña e indivisible de la materia. Dalton, dos mil años después, mantenía esta misma opinión y creía en un átomo que no tenía estructura interna. Si el átomo pudiera dividirse en partes, estas partes serían más pequeñas que los propios átomos. Así, la ciencia entró en el siglo XIX creyendo en este átomo carente de estructura e indivisible. Esta teoría se vino abajo con el estudio de la corriente eléctrica y la conductividad de los gases.

Descargas eléctricas en gases
Los gases, en condiciones normales, son aislantes, pero a presiones inferiores a 0,01 atmósferas y sometidos a grandes diferencias de potencial se convierten en conductores y emiten luz.

Rayos catódicos
En 1875, el físico inglés William Crookes observó que, en el interior de un tubo de gases, cuando la presión del gas en el interior del tubo es inferior a 10–4 atm, en la parte posterior al ánodo aparece una fluorescencia de color amarillo verdosa.
[pic 1]

Si se introduce un obstáculo dentro del tubo, aparece su sombra. Y si se somete el tubo a la acción de un campo magnético, la fluorescencia se desvía como si fuera de cargas negativas. La desviación no depende del gas a baja presión que llena el tubo. A la radiación que produce esta luminosidad se la llamó rayos catódicos, porque procede del polo negativo o cátodo. Más adelante, se demostró que estas partículas son electrones.

Rayos anódicos
Si la materia es neutra, y mediante el tubo de Crookes se obtuvo una parte negativa, era lógico pensar que existía una parte positiva. En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein practicó unos agujeros en el cátodo de un tubo de descarga de gases, y apareció una luz azulada en la parte posterior al cátodo.

[pic 2]

Al estudiar estas radiaciones, se vio que eran positivas, y que su masa dependía del gas que llenaba el tubo. Con el hidrógeno, se obtenía una radiación con una masa idéntica a la del protón. Ernest Rutherford tomó el protón como unidad de las masas positivas. Al estudiar la relación entre las partículas negativas y las positivas, se comprobó la necesidad de la existencia de una partícula neutra, que se denominó neutrón, y que fue aislada años después, en 1932, por Chadwick.

Se llama partículas fundamentales del átomo a los electrones, protones y neutrones, cuyas características principales se resumen en la tabla siguiente:
[pic 3]

Una vez conocida la naturaleza eléctrica de los átomos, y sabiendo que éstos se podían dividir en partes, se planteaba por primera vez el problema de conocer cuál era su estructura.

Los primeros modelos ideados por los mismos científicos que habían estudiado la conductividad de los gases eran muy rudimentarios, y hoy en día tienen más importancia histórica que científica.

Modelo de Thomson
En 1899, el inglés J. J. Thomson propuso un modelo de átomo estático.

[pic 4]

El átomo tenía un diámetro de unos 10–10 m, y consistía en una masa positiva que tenía unos electrones incrustados y dotados únicamente de un movimiento de vibración. Este modelo convertía la materia en algo muy compacto.

Modelo de Rutherford
Para demostrar la falsedad del átomo de Thomson, en 1911 Rutherford bombardeó con partículas  una lámina de oro rodeada por una placa de sulfuro de cinc, que desprende destellos cuando recibe una radiación.

[pic 5]

Si el modelo de Thomson era cierto, las partículas  (alfa) deberían rebotar en la lámina de oro, de un grosor de unos 10–6 m (unos 10.000 átomos), o bien incrustarse en él. El experimento demostró que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina de oro sin desviarse. Rutherford propuso entonces otro modelo, en el cual existía un núcleo con toda la masa del átomo (neutrones y protones) y, a gran distancia, los electrones girando alrededor del núcleo. El radio del anillo de electrones sería unas diez mil veces mayor que el del núcleo. El átomo de Rutherford está pues vacío.

El átomo de Rutherford fue el primer átomo nucleado de la historia. Se ha definido una serie de parámetros para describir el núcleo de los distintos átomos.

Número atómico
El número atómico (Z) es el número de protones que posee el núcleo, y que nos indicará el nombre del elemento y sus principales propiedades químicas. Se expresa con un subíndice colocado a la izquierda del símbolo del elemento, por ejemplo:

3Li, 6C, 17Cl.
Se llama número másico o número de masa (A) el número de protones más el de neutrones que posee un núcleo. Se expresa como un exponente situado también a la izquierda del símbolo del elemento, en la parte superior. Por ejemplo:

[pic 6]

Isótopos
Se dice que dos átomos son isótopos cuando, poseyendo el mismo número atómico, tienen distinto número másico, siendo por tanto el mismo elemento. Por ejemplo:

[pic 7]

En la primera mitad del siglo XX, los científicos estudiaban la estructura de los átomos sometiéndolos a una radiación electromagnética como la luz visible. Analizando después la radiación, intentaban determinar la energía de los electrones de la corteza de los átomos. Luego, a partir de los resultados obtenidos construían modelos con unas órbitas muy determinadas, sin tener en cuenta que la energía de la radiación y la de los electrones son del mismo orden y se pueden modificar mutuamente.

Espectro

[pic 8]

Cuando un haz de luz blanca incide sobre un prisma óptico, se dispersa y da lugar a un conjunto de colores: rojo, anaranjado, amarillo, verde... y violeta. El rojo, de mayor longitud de onda, se desvía poco, mientras que el violeta, al poseer menor longitud de onda, al atravesar el prisma sale muy desviado. El resultado se puede obtener sobre una placa fotográfica, y se llama espectro de la luz blanca.

Partículas de luz

En 1887, Hertz observó que la intensidad de una descarga eléctrica entre dos electrodos metálicos aumentaba al ser éstos iluminados con luz ultravioleta. Supuso que la luz, al incidir sobre la placa metálica, le arrancaba electrones. Llamó a estos electrones fotoelectrones, y al fenómeno lo denominó efecto fotoeléctrico. La energía cinética de los electrones arrancados depende de la frecuencia de la luz incidente, y por debajo de una cierta frecuencia no hay emisión de electrones. La teoría clásica no daba explicación a este fenómeno. Fue Einstein, en 1905, quien lo explicó suponiendo que la luz está formada por pequeñas masas llamadas fotones, cuya energía depende de su frecuencia
: E = h

donde h es una constante, llamada constante de Planck. La frecuencia de la luz es detectada por los seres humanos con el sentido de la vista, y es lo que llamamos color.

Error fundamental del átomo de Ritherford

Según el modelo expuesto por Rutherford, cuando un átomo recibe energía, debería aumentarla de forma continua, aumentando la velocidad de sus electrones e incrementando en espiral el radio de sus órbitas. Sin embargo, cuando se hace pasar un haz de luz blanca a través de un gas sobrecalentado, la luz resultante, al ser analizada mediante un prisma óptico, da lugar al mismo espectro que la luz blanca, pero con unas rayas negras, lo que se interpreta de la siguiente forma: el gas ha sido transparente para la mayoría de las frecuencias, pero ha retenido los fotones de alguna frecuencia determinada. Si un gas se calienta al rojo, emite una luz que una vez analizada coincide con los colores que resultaban al ser atravesado el gas por la luz blanca.

...