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Modelos atómicos
Modelo de Dalton
1808 por John Dalton
Durante el s.XVIII y principios
del XIX algunos científicos
habían investigado distintos
aspectos de las reacciones
químicas, obteniendo las
llamadas leyes clásicas de la
Química.
La imagen del átomo expuesta
por Dalton en su teoría atómica,
para explicar estas leyes, es la
de
minúsculas
partículas
esféricas,
indivisibles
e
inmutables, iguales entre sí en
cada elemento químico.
Modelo de Thomson
1904 por Joseph John Thomson
Demostró que dentro de los
átomos hay unas partículas
diminutas, con carga eléctrica
negativa, a las que se llamó
electrones.
De este descubrimiento dedujo
que el átomo debía de ser una
esfera de materia cargada
positivamente, en cuyo interior
estaban
incrustados
los
electrones.
Modelo de Rutherford
1911 por Ernest Rutherford
Demostró que los átomos no
eran macizos, como se creía,
sino que están vacíos en su
mayor parte y en su centro
hay un diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo debía
estar formado por una corteza
con los electrones girando
alrededor de un núcleo central
cargado positivamente.
Modelos atómicos
Modelo de Dalton
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4.
La materia está formada por
minúsculas partículas indivisibles
llamadas átomos.
Hay distintas clases de átomos que
se distinguen por su masa y sus
propiedades. Todos los átomos de
un elemento poseen las mismas
propiedades químicas. Los átomos
de elementos distintos tienen
propiedades diferentes.
Los compuestos se forman al
combinarse los átomos de dos o
más elementos en proporciones
fijas y sencillas. De modo que en
un compuesto los de átomos de
cada tipo están en una relación de
números enteros o fracciones
sencillas.
En las reacciones químicas, los
átomos se intercambian de una a
otra sustancia, pero ningún átomo
de un elemento desaparece ni se
transforma en un átomo de otro
elemento.
Modelo de Thomson
La identificación por J.J. Thomson
de unas partículas subatómicas
cargadas
negativamente,
los
electrones, a través del estudio de
los rayos catódicos, y su posterior
caracterización, le llevaron a
proponer un modelo de átomo que
explicara
dichos
resultados
experimentales. Se trata del
modelo conocido informalmente
como el pudín de ciruelas, según el
cual los electrones eran como
'ciruelas' negativas incrustadas en
un 'pudín' de materia positiva.
Modelo de Rutherford
Rutherford estableció el llamado
modelo atómico de Rutherford o
núclear. El átomo está formado por
dos partes: núcleo y corteza. El
núcleo es la parte central, de
tamaño muy pequeño, donde se
encuentra toda la carga positiva y,
prácticamente, toda la masa del
átomo. Esta carga positiva del
núcleo, en la experiencia de la
lámina de oro, es la responsable de
la desviación de las partículas alfa
(también con carga positiva). La
corteza es casi un espacio vacío.
Aquí se encuentran los electrones
con masa muy pequeña y carga
negativa. Como en un diminuto
sistema solar, los electrones giran
alrededor del núcleo, igual que los
planetas alrededor del Sol. Los
electrones están ligados al núcleo
por la atracción eléctrica entre
cargas de signo contrario.
Modelos atómicos
Modelo de Bohr
1913 por Niels Bohr
Espectros
atómicos
discontinuos originados por la
radiación emitida por los
átomos excitados de los
elementos
en
estado
gaseoso.
Los electrones giran en
órbitas circulares alrededor del
núcleo, ocupando la órbita de
menor energía posible, o la
órbita más cercana posible al
núcleo.
Modelo de Sommerfeld
1913 por Arnold Sommerfeld
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.
En el modelo de Bohr los
electrones sólo giraban en
órbitas
circulares.
La excentricidad de la órbita dio
lugar a un nuevo número
cuántico: el número cuántico
azimutal, que determina la
forma de los orbitales.
Modelo de Schrödinger
1924 por Erwin Schrödinger
El modelo de Bohr funcionaba muy
bien para el átomo de hidrógeno.
En los espectros realizados para
otros átomos se observaba que
electrones de un mismo nivel
energético
tenían
energías
ligeramente diferentes.
Predice líneas de emisión
espectrales, de átomos neutros
y de átomos ionizados. El
modelo también predice la
modificación de los niveles
energéticos cuando existe un
campo magnético o eléctrico.
Modelos atómicos
Modelo de Bohr
1.
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3.
Los electrones describen órbitas
circulares en torno al núcleo del
átomo sin radiar energía.
No todas las órbitas para electrón
están permitidas, tan solo se puede
encontrar en órbitas cuyo radio
cumpla que el momento angular
del electrón sea un múltiplo entero
ℎ
de ħ =
2𝜋
El electrón solo emite o absorbe
energía en los saltos de una órbita
permitida a otra. En dicho cambio
emite o absorbe un fotón cuya
energía es la diferencia de energía
entre ambos niveles. Este fotón,
según la ley de Planck tiene una
energía calculable a partir de una
ecuación.
Modelo de Sommerfeld
1.
2.
3.
Los electrones se mueven
alrededor del núcleo en
órbitas
circulares
o
elípticas.
A partir del segundo nivel
energético existen dos o
más subniveles en el
mismo nivel.
El electrón es una corriente
eléctrica minúscula.
Modelo de Schrödinger
1.
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El modelo de Schrödinger en su
formulación original no tiene en
cuenta el espín de los electrones,
esta deficiencia es corregida por
el modelo de Schrödinger-Pauli.
El modelo de Schrödinger ignora
los efectos relativistas de los
electrones
rápidos,
esta
deficiencia es corregida por
la ecuación de Dirac que además
incorpora la descripción del
espín electrónico.
El modelo de Schrödinger si bien
predice razonablemente bien los
niveles energéticos, por sí mismo
no explica porqué un electrón en
un estado cuántico excitado
decae hacia un nivel inferior si
existe alguno libre. Esto fue
explicado por primera vez por
la electrodinámica cuántica y es
un efecto de la energía del punto
cero del vacío cuántico.