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Química Inorgánica
Modelo Atómico
Ing. Santiago Figueroa Lorenzo
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Correo electrónico: [email protected]
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Sitio Web de la Asignatura: http://urmate.jimdo.com
Objetivos
• Conocer el decursar de las investigaciones hasta
llegar al estudio del modelo actual
• Conocer el modelo atómico que se aplica
Introducción
Cuando se habla que la materia está formada por
átomos se recuerda al filósofo griego Demócrito,
quien propuso el nombre de átomo (que significa
indivisible) para la pieza más pequeña de la materia.
Pero poco se habla sobre las propuestas anteriores
y como llegó Demócrito a una idea tan
revolucionaria, que fue tomada en serio casi 2000
años después.
La Primera Teoría
Atómica
El concepto de átomo se remonta al siglo IV a.C. En el año 380 a. C.
Demócrito de Abdera (470-380 a.C.), basándose en las enseñanzas de su
maestro Leucipo, postuló que toda la materia estaba compuesta de diminutas
partículas, casi infinitamente pequeñas, tanto que no podía concebirse nada
menor. Por tanto, eran indivisibles. De ahí que denominase a estas partículas
átomos, que en griego significa «que no se puede dividir.
 Sostenía que los átomos eran eternos, inmutables, indestructibles. A su
lado -es decir, el espacio entre un átomo y otro- solo existía el vacío.
 Decía que los átomos diferían entre sí físicamente y era precisamente en
esa diferencia donde había que buscar la explicación a las propiedades de
las diversas sustancias.
De Demócrito a
Dalton
Aristóteles (384-322 a.C.) negó la teoría de Demócrito y abrazó las ideas de
Empédocles de Akragas. Según Empédocles, la materia está formada por cuatro
elementos: tierra, aire, agua y fuego. A estos cuatro añadió Aristóteles el «éter», que
ocupa el espacio entre los elementos.
Desde el año 200 a. C., Roma se convirtió en imperio y transmitió el saber griego.
Lucrecio, en su obra De rerum natura (Sobre la naturaleza de las cosas), recogió las
ideas de Demócrito sobre el átomo.
La química apenas se desarrolló en Europa en la Edad Media, salvo por trabajos de
algunos alquimistas, como el alemán Libau o el suizo Paracelso. El conocimiento de
las sustancias lo desarrollaron más los árabes, con quienes tenían contacto algunos
de estos alquimistas.
En los siglos XVI y XVII se produjo la revolución científica, que cuestionó las
enseñanzas de Aristóteles mantenidas como ciertas.
De Demócrito a
Dalton
Y en 1803, el británico John Dalton (1766-1844) desarrolló su teoría atómica, a
partir de las experiencias de precursores como Robert Boyle (1627-1691) y de
Joseph-Louis Proust (1754-1826), y de las que él mismo realizó con las masas de
diferentes sustancias. Dalton encontró similitud entre sus ideas y las de
Demócrito; por eso dio a las partículas constituyentes de la materia el mismo
nombre que Demócrito: «átomos».
Teoría atómica de
Dalton
El autor de la teoría atómica es el físico-químico británico John Dalton (1766-1844).
Su teoría, que expuso en 1803, no solo explica las leyes de las reacciones químicas;
también permite entender por qué hay dos grandes tipos de sustancias químicas:
los compuestos, que se pueden descomponer en otras sustancias más simples, y los
elementos, que no se pueden descomponer.
Un compuesto químico: cloruro
de sodio o sal común. ¿En qué se
diferencian unos compuestos de
otros?
Teoría atómica de
Dalton
 La materia está formada por partículas muy pequeñas
llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
 Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen
su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los
diferentes elementos tienen pesos diferentes.
 Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen
en las reacciones químicas.
 Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan
relaciones simples.
 Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en
proporciones distintas y formar más de un compuesto.
 Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos
o más elementos distintos.
Insuficiencias del
modelo
Hasta la segunda mitad del siglo XIX no aparecieron evidencias de que los átomos
fueran divisibles o estuvieran a su vez constituidos por partes más elementales.
Por esa razón el modelo de Dalton no fue cuestionado durante décadas, ya que
explicaba adecuadamente los hechos.
Si bien el modelo usualmente nacido para explicar los compuestos químicos y las
regularidades estequiométricas,
• No podía explicar las regularidades periódicas en las propiedades de los
elementos químicos tal como aparecieron en la tabla periódica de los
elementos de Mendeleiev (esto sólo sería explicado por los modelos que
suponían el átomo estaba formado por electrones dispuestos en capas).
• El modelo de Dalton tampoco podía dar cuenta de las investigaciones realizadas
sobre rayos catódicos que sugirieron que los átomos no eran indivisibles sino
que contenían partículas más pequeñas cargadas eléctricamente.
Descubrimiento de
los electrones
En 1896, el físico británico Joseph John Thomson, junto con sus colegas John Sealy
Townsend y Harold Albert Wilson,16 llevó a cabo experimentos que indicaron que
los rayos catódicos eran realmente partículas únicas y no ondas, átomos o
moléculas, tal como se creía anteriormente. Thomson hizo buenas estimaciones
tanto de la carga como de la masa, y encontró que las partículas de los rayos
catódicos —a las cuales llamaba «corpúsculos»— tenían quizás una milésima parte
de la masa del ion menos masivo conocido, el ion hidrógeno.6 17 Asimismo,
demostró que su proporción carga-masa (e/m) era independiente del material del
cátodo. Más tarde demostró que las partículas cargadas negativamente producidas
por materiales radiactivos, por materiales calentados y por materiales iluminados
eran universales. El nombre de «electrón» para estas partículas fue propuesto de
nuevo por el físico irlandés George FitzGerald y, desde entonces, la palabra
consiguió una aceptación por partes.
Datos del electrón
Descubierto por
J. J. Thomson (1897)6
Masa
9,109 382 91(40)×10−31 kg
5,485 799 094 6(22)×10−4 uma
0,510998928(11) MeV/c2 9
1822.8884845 (14)−1 u
Carga eléctrica
−1 e
−1.602 176 565(35)×10−19 C
Núcleo Atómico
• Es la parte central de un átomo
• Tiene carga positiva
• Concentra más del 99,9% de la masa total del átomo
Está formado por protones y neutrones (denominados nucleones) que se
mantienen unidos por medio de la interacción nuclear fuerte, la cual permite
que el núcleo sea estable, a pesar de que los protones se repelen entre sí
(como los polos iguales de dos imanes). La cantidad de protones en el núcleo
(número atómico), determina el elemento químico al que pertenece. Los
núcleos atómicos no necesariamente tienen el mismo número de neutrones, ya
que átomos de un mismo elemento pueden tener masas diferentes, es decir
son isótopos del elemento.
La existencia del núcleo atómico fue deducida del experimento de Rutherford,
donde se bombardeó una lámina fina de oro con partículas alfa, que son
núcleos atómicos de helio emitidos por rocas radiactivas. La mayoría de esas
partículas traspasaban la lámina, pero algunas rebotaban, lo cual demostró la
existencia de un minúsculo núcleo atómico.
Núcleo Atómico
Representación aproximada del átomo
de Helio. en el núcleo los protones están
representados en rojo y los neutrones en
azul. En la realidad el núcleo también es
simétricamente esférico.
Modelo atómico de
Bohr
• Explica como los electrones se mueven en órbitas
estables alrededor del núcleo.
• Porque los átomos presentan un espectro de
emisión característico
Suposiciones de Bohr
E
𝑬𝒑𝒈
Por lo tanto mientras más alejado del
núcleo más energético es el nivel.
• Para pasar a un nivel inferior se
libera energía.
Suposiciones de Bohr
• Existencia de orbitales
Es la descripción ondulatoria del tamaño, forma y
orientación de una región del espacio disponible
para un electrón, representada por los números
cuánticos n, m, l.
Así cada orbital con diferentes valores de n
presenta una energía específica para el estado del
electrón
n = 1,2,3, … define el tamaño del orbital
Número Cuántico n y l
n = 1,2,3, … define el tamaño del orbital
• Mientras mayor sea n mayor será el volumen
• Mayor será la energía del orbital
L (número cuántico del momento angular): Indica la
forma del orbital y el momento angular
 l = 0, orbitales s
 l = 1, orbitales p
 l = 2, orbitales d
 l = 2, orbitales f
 l = 2, orbitales g
Orbitales s
Orbitales p
Orbitales d
Orbitales f
Número Cuántico m
m define laorientación espacial del orbital
• Mientras mayor sea n mayor será el volumen
• Mayor será la energía del orbital