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Teoría Atómica Moderna
Teoría atómica moderna:

Desde Dalton hacia la mecánica cuántica

Naturaleza eléctrica del átomo.


Principio de incertidumbre de Heisenberg.

Aportes de Louis De Broglie.
Configuración electrónica.
 Niveles,
subniveles y orbitales atómicos.
 Isótopos
e isóbaros.
Desde Dalton hacia la mecánica cuántica
https://www.scribd.com/doc/14438230/Modelosatomicos
LEUCIPO Y DEMÓCRITO
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba
hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego
Demócrito consideró que la materia estaba constituida por
pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más
pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego
quiere decir "indivisible".
Demócrito y Leucipo propusieron la primera teoría atómica llamada la
"Discontinuidad de la Materia". Demócrito atribuyó a los átomos las
cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Así había átomos
de oro, de agua, aire, rocas
Sin embargo las ideas de Demócrito y su discípulo Leucipo, sobre la
materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de
transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera
tomada de nuevo en consideración.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON (ACIERTOS)
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia
las cuales han servido de base a la química moderna. Los principios
fundamentales de esta teoría son:
1. La materia está formada por minúsculas partículas llamadas
átomos.
2. 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.
3. 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.
4. 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 ATÓMICO JOHN DALTON (DESACIERTOS)
“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.”
1897 MODELO DE 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.
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 con pasas, según el cual los electrones eran como ‘pasas'
negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva.
1911 ERNEST RUTHERFORD
El llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear.
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, inmenso en relación con las dimensiones
del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la
lámina de oro sin desviarse. 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.
1913 NIELS BOHR
Espectros atómicos discontinuos originados por la
radiación emitida por los átomos excitados de los
elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo
atómico, según el cual los electrones giran alrededor del
núcleo en unos niveles bien definidos.
Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más
importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del
hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben
energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten
radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del
espectro
El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas
emisiones discretas de radiación por los átomos. Además
presentaba el inconveniente de ser inestable: Según la física
clásica una carga en movimiento emite continuamente energía por
lo que los electrones radiarían energía continuamente hasta "caer"
en el núcleo, con lo que el átomo se destruiría.
Basándose en las ideas previas de Max Planck, que en 1900 había elaborado una
teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso
que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos: K, L, M, N, O,
P, Q. Estas órbitas son estacionarias, la energía cinética del electrón equilibra
exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y
electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas
órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de
menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una
absorción de energía electromagnética (fotones de luz).
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no
poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los
electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser
desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica
cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar
Teoría de Max Planck


Para resolver la “catástrofe ultravioleta”, era necesario aceptar que la
radiación no es emitida de manera continua sino en cuantos de energía
discreta, a los que llamamos fotones.
La energía de estos fotones es: E (fotón) = h.ν
ν : Frecuencia de la radiación electromagnética (s-1)
h : constante de Planck
h = 6,62 x10-27 erg.s
h = 6,62.10-34 J.s
Naturaleza dual del electrón.
1924, Louis de Broglie razonando lo siguiente:
…Si las ondas luminosas se pueden comportar como un rayo de
partículas (fotones), entonces quizás las partículas subatómicas,
como
los
electrones,
pueden
poseer
propiedades ondulatorias.
Louis de Broglie postuló que los electrones tenían un
comportamiento dual, es decir actúan como ondas y como
partícula al mismo tiempo, pues cualquier partícula que tiene
masa y que se mueve a cierta velocidad, podía comportarse
además como una onda.
En 1923 Louis-Víctor de Broglie propuso generalizar esta dualidad a todas
las partículas conocidas. Propuso la hipótesis, de que a toda partícula
clásica microscópica se le puede asignar una onda, lo cual se comprobó
experimentalmente en 1927 cuando se observó la difracción de electrones.
Por analogía con los fotones, De Broglie asocia a cada partícula libre con
energía E y cantidad de movimiento p, una frecuencia v y una longitud de
onda λ lambda
E=h.V
p= h/ λ,
ARNOLD SOMMERFELD

1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría
de la relatividad de Albert Einstein, hizo las
siguientes modificaciones al modelo de Bohr:

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.

En consecuencia, el modelo atómico de Sommerfeld
es basado en el modelo atómico de Bohr, aunque no
pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas
elípticas, solo descartó su forma circular
Principio de Incertidumbre
Una de las consecuencias más importantes de la naturaleza dual de la materia es
el principio de incertidumbre, el cual fue formulado por el físico alemán Werner
Heisenberg.
El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que es imposible conocer,
simultáneamente, la posición y el momento (masa-velocidad) de una partícula.
Esto se resuelve a medida que la materia tiene mayor tamaño por la razón masa–
velocidad que puede alcanzar.
Por ejemplo, si una pelota de tenis es lanzada por un compañero dentro de una
habitación, podrás determinar exactamente su posición y velocidad en un tiempo
determinado. Sin embargo, si esta misma experiencia es realizada con la cabeza
de un alfiler, la determinación de su posición y velocidad simultáneamente será
una tarea bastante más compleja.
ERWIN SCHRÖDINGER

Schrödinger buscó y encontró un modelo dual es decir
aquí el átomo se comporta como partícula y como onda
y también propuso y calculo el valor de los 3 números
cuánticos en los cuales se distribuyen los electrones. A
los cuales se les asignan las siguientes letras: n, l, m.
(niveles, subniveles y orbitales)

El modelo atómico de Schrödinger (1924) es
un modelo cuántico no relativista. Se basa en la
solución de la ecuación de Schrödinger para un
potencial electrostático con simetría esférica, llamado
también átomo hidrogenoide. En este modelo los
electrones se contemplaban originalmente como una
onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía
rápidamente al sobrepasar el radio atómico.
DIRAC-JORDAN

En consecuencia con los modelos atómico de Sommerfeld,
Schrödinger y Bohr, se pudo demostrar que los electrones en un
átomo se distribuyen de menor a mayor energía en niveles,
subniveles, orbitales y espines.

Para demostrar las formas de las órbitas elípticas, se plantean las
siguientes estructuras:
ORBITALES
MODELO ATÓMICO ACTUAL
Entre los conocimientos actuales sobre el átomo, se consideran los siguientes:
1. La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi
totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño.
2. Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales
se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.
3. La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga
consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de
partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable
con las dimensiones del átomo.
4. La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y
movimiento de un electrón, debido ala imprecisión de los estudios por el uso de
la luz de baja frecuencia. (niveles, subniveles, orbitales y espin.)
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
NÚMEROS CUÁNTICOS.
Ubica en tu texto los ejercicios de la
página 112
Sección 3.7
 Numerales 3.46,

3.48,

3.50,

3.52,

3.54,
 3.56
Actividad 2, 3 y 4 para la Revista
1. Organice una línea de tiempo que contenga imagen del autor que propone el
modelo, fechas, aportes, desaciertos para cada modelo.
2. Construya un organizador gráfico con todos los aportes recopilados de los
Modelos Atómicos para explicar el Modelo Cuántico o Modelo Actual.
https://decimoquimicacca.wordpress.com
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/m
ateriales/atomo/modelos.htm