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MODELOS ATOMICOS
1. DALTON
2. THOMSON
3. RUTHERFORD
4. BOHR
Las aportaciones de:
• Chadwick,
• Goldstein,
• Sommerfeld y Dirac-Jordan
Teoría Atómica
Teoría que explica el comportamiento de los
átomos, tiene más de dos siglos de historia,
pasando por los filósofos griegos y llegando
a los experimentos de alta tecnología.
La teoría atómica moderna la comienza, un químico y meteorólogo inglés que
en el año 1808 publicó un libro que explica su teoría de los átomos con John
Dalton bajos algunos principios
1808 Dalton formuló la teoría
atómica, teoría que rompía
con
todas
las
ideas
tradicionales derivada de los
antiguos filósofos griegos
(Demócrito, Leucipo).
Introduce la idea de la
discontinuidad de la materia,
es decir, es la primera teoría
científica que considera que
la materia está dividida en
átomos.
Sus Postulados:
1. La materia está dividida en unas
partículas indivisibles e inalterables, que se
denominan átomos.
.
Actualmente, se sabe que los átomos sí pueden
dividirse y alterarse
2. Todos los átomos de un mismo
elemento son idénticos entre sí
(presentan igual masa e iguales
propiedades) .
3. Los átomos de distintos elementos
tienen distinta masa y distintas
propiedades .
4. Los compuestos se forman cuando
los átomos se unen entre sí, en una
relación constante y sencilla .
Dalton llegó a expresar sus postulados después
de haber experimentado y comprobado:
- El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y
Charles.
- La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de
combinación.
- La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier.
- La ley de composición constante.
- La ley de las proporciones múltiples.
El modelo atómico de Dalton
Surgido en el contexto de la química, siendo el primer modelo
atómico con bases científicas
Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los
átomos, pues sabemos que es extremadamente pequeña,
por lo que trató de calcular la masa de los átomos con
relación al hidrógeno, al que dió el valor unidad.
Así surgió la escala química de masa atómicas.
Sucesor:
Modelo atómico de Thomson
Limitaciones de la teoría
La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva consigo
un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa, según
la ecuación de Einstein:
E = m*c2
Pero esta pérdida de masa en los procesos normales,
escapa a toda medida experimental con la balanza. La
idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son
todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los
elementos están formados por isótopos, cosa que Dalton
desconocía.
Modelo atómico de Thomson
Esta es una teoría sobre la estructura
atómica propuesta en 1904 por Joseph
John Thomson, quien descubrió el
electrón en 1898, mucho antes del
descubrimiento del protón y del neutrón.
En dicho modelo, el átomo está
compuesto por electrones de carga
negativa en un átomo positivo, como un
budín de pasas (o un panque).
Introduce la idea de que el átomo puede dividirse
en las llamadas partículas fundamentales:


Electrones, con carga eléctrica negativa
Protones, con carga eléctrica positiva.
Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante
su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha
carga e = 1,6 * 10 -19 culombios.
También descubrió que sus energías eran atraídas por otras y
para demostrar este fenómeno llevo acabo un experimento
utilizando un tubo de rayos catódicos.
Tubo de rayos catódicos utilizado por
Thomson
Los rayos catódicos
Son corrientes de electrones
observados en tubos de vacío, es
decir los tubos de cristal que se
equipan por lo menos con dos
electrodos, un cátodo (electrodo
negativo) y un ánodo (electrodo
positivo) en una configuración
conocida como diodo.
GOLDSTEIN
No propuso ningún modelo atómico, su aporte fue el
descubrimiento de los protones atreves de un tubo al vacío en
donde observo que los rayos anódicos o canales eran cargas
positivas.
Modelo atómico de Rutherford
Teoría sobre la estructura interna del átomo.
Fue el primer modelo atómico que
consideró al átomo formado por dos
partes: la "corteza", constituida por todos
sus electrones, girando a gran velocidad
alrededor de un "núcleo" muy pequeño;
que concentra toda la carga eléctrica
positiva y casi toda la masa del átomo.
Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas
metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizo Rutherford entre 19091911.
Antes de que Rutherford propusiera su modelo atómico, los
físicos aceptaban que las cargas eléctricas en el átomo tenían
una distribución más o menos uniforme. Rutherford trató de
ver cómo era la dispersión de las partículas alfa por parte de
los átomos de una lámina de oro muy delgada.
Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas
en un proceso radiactivo.
Experimento
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse,
porque igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio
de un átomo es espacio vacío.
Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de
centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos
alfa (CARGA POSITIVA).
Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos
centros de carga positiva.
La importancia del modelo de Rutherford
Residió en proponer por primera vez la
existencia de un núcleo en el átomo
(término que, paradójicamente, no
aparece en sus escritos). Lo que
Rutherford consideró esencial, para
explicar los resultados experimentales,
fue "una concentración de carga" en el
centro del átomo, ya que sin ella, no
podía explicarse que algunas partículas
fueran rebotadas en dirección casi
opuesta a la incidente.
Chadwick
El modelo de Rutherford de la estructura atómica
dejaba un importante problema sin resolver.
Rutherford y otros investigadores habían propuesto que
debería existir otro tipo de partícula subatómica en el
núcleo, hecho que el físico inglés James Chadwick probó
en 1932.
Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa
mucho mayor que la de electrones y protones.
Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas alfa, el metal
emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos Gamma.
El modelo del átomo de RUTHERFORD se
parecía a un sistema solar en miniatura, con
los protones en el núcleo y los electrones
girando alrededor. Fue sustituido muy pronto
por el de Bohr.
Modelo atómico de Bohr
El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, que corresponden cada una a una longitud de onda.
Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción) o la radiación que emite
(espectro de emisión).
Cada
elemento
tiene un espectro
característico;
por
tanto, un modelo
atómico debería ser
capaz de justificar el
espectro de cada
elemento.
Modelo Atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un
modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo
atómico en el que se introduce una cuantización a
partir de ciertos postulados.
Bohr se basó en el átomo de hidrógeno
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.
Explica cómo los electrones pueden tener
órbitas estables alrededor del núcleo y por qué
los átomos presentaban espectros de emisión
característicos (dos problemas que eran
ignorados en el modelo previo de Rutherford).
Además el modelo de Bohr incorporaba ideas
tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por
Albert Einstein en 1905.
En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico
de acuerdo a tres postulados fundamentales:
Primer postulado:
Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo
del átomo sin radiar energía.
Segundo postulado:
El átomo radia cuando el electrón hace una transición
(“salto”) desde un estado estacionario a otro, es decir toda
emisión o absorción de radiación entre un sistema atómico
esta generada por la transición entre dos estados
estacionarios
Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del
núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores
permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.
Tercer postulado:
La energía liberada al caer el electrón desde una
órbita a otra de menor energía se emite en forma
de fotón, cuya frecuencia viene dada por la
ecuación de Planck:
E a - Eb = h · ν
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una
órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se
corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión).
Correcciones al modelo de Böhr: números
cuánticos
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número
cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el
electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del
electrón.
Los valores que puede tomar este
número cuántico son los enteros
positivos: 1, 2, 3...
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para
adaptarlo a los nuevos datos experimentales, con lo que se
introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al
electrón:
número cuántico secundario o azimutal (l)
número cuántico magnético (m)
número cuántico de espín (s)
Modelo de Bohr
MODELO ATOMICO DE SOMMERFELD
Con la ayuda de la teoría de la reactividad de Albert hizo las siguientes modificaciones al modelo
de Bohr
LOS ELECTRONES SE MUEVEN ALREDEDOR DEL NUCLEO EN ORBITAS CIRCULARES O ELIPTICAS
APARTIR DEL SEGUNDO NIVEL ENERGETICO EXISTEN DOS O MAS SUBNIVELES EN EL MISMO
NIVEL
EL ELCTRON UNA CORRIENTE
para describir los nuevos subniveles, sommerfeld introdujo un parametro llamado numero
cuantico azimutal, que designo con la letra L.
DIRAC-JORDAN
Se basaron en la mecánica cuántica
ondulatoria,
ampliaron
los
conocimientos anteriores, lograron una
descripción cuántico-relativista de
electrón, prediciendo la existencia de la
antimateria, en sus ecuaciones aparece
el cuarto parametro con características
cuántica, denominado s además de los
ya conocidos n,l, y m.
Bibliografía
Chang R. Química. Ed. Breve. McGrawHill.México.DF.2002
De anda Cárdenas P. Química, Ed. Umbral. México 2006.
Pérez A. G. Química I. PersonPertinceHall. México, 2007.
http://www.ojocientifico.com/2011/04/29/teoria-atomica-moderna