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Historia: modelos atómicos
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 atribuyó a los
átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito 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.
Año
Científico
1808
John Dalton
1897
Modelo atómico
La imagen del átomo expuesta por
Durante el s.XVIII y principios del
Dalton en su teoría atómica, para
XIX algunos científicos habían
explicar estas leyes, es la de minúsculas
investigado distintos aspectos de las
partículas esféricas, indivisibles e
reacciones químicas, obteniendo las
inmutables,
llamadas leyes clásicas de la
iguales entre sí en
Química.
cada elemento
químico.
Descubrimientos experimentales
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 atómico de
Thomson.)
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.
(Modelo atómico de
Rutherford.)
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.
(Modelo atómico
de Bohr.)
J.J. Thomson
1911
E. Rutherford
1913
Niels Bohr
<

1808 - Modelo atómico de Dalton.
La evolución del modelo de Dalton apuntaba ya al átomo moderno pero como una sola
partícula; si bien al principio no estaba muy claro si el modelo atómico de Dalton sería un átomo o
una molécula.

1897 - Modelo atómico de Thomson.
El siguiente paso importante en la historia del átomo actual lo añade la teoría atómica de Thomson
con la división del átomo entre cargas positivas y negativas, tipo pastel de frutas o sopa de ajo,
con fuerzas de atracción eléctricas.

1911 - Modelo atómico de Rutherford.
El modelo de Rutherford separa el núcleo con carga positiva de los electrones con carga
negativa. Los electrones estarían en órbitas circulares o elípticas alrededor del núcleo. El neutrón
se añadió al modelo de Rutherford en 1920 de forma teórica y fue descubierto experimentalmente
en 1932.
El modelo de Rutherford es la imagen visual que todos tenemos del átomo moderno, pero tenía
dos problemas:
o
o
Contradecía las leyes de Maxwell del electromagnetismo por las que las partículas
cargadas en movimiento deberían emitir fotones continuamente. Por ello los electrones
deberían perder energía y caer al núcleo del átomo.
La teoría atómica de Rutherford no explicaba los espectros atómicos.
Modelo atómico de Rutherford

1913 - Modelo atómico de Bohr.
La teoría atómica de Bohr introduce mejoras sustanciales al modelo de Rutherford al incorporar
aspectos energéticos derivados de la energía de Planck y del efecto fotoeléctrico de Einstein.
Aunque una descripción detallada del modelo de Bohr es compleja, las siguientes características
son relevantes en relación al modelo que va a introducir la Mecánica Global:
o
o
o
o
Los electrones se sitúan en órbitas circulares estables; es decir, donde no emiten energía y
no todas están permitidas.
Las órbitas permitidas de los electrones del modelo atómico de Bohr tienen un momento
angular que es un múltiplo exacto de hbar (constante de Planck dividido por 2π)
Los electrones emiten o absorben un fotón al cambiar de órbitas atómicas, cuya energía
coincide con la diferencia de energía de las órbitas y no necesitan pasar por estados
intermedios.
En el átomo de Bohr, las órbitas de los electrones siguen las reglas de la Mecánica Clásica
pero no así los cambios de órbita.
En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de
éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades
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, se
lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con:




l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp
l = 1 se denominarían p o principal.
l = 2 se denominarían d o diffuse.
l = 3 se denominarían f o fundamental.
Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postuló que el núcleo del
átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de
masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces
superior a la masa del electrón.
Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al emplear espectroscopios de mejor
calidad, Sommerfeld supone que las órbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas. Introduce el número
cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,…(n-1), e indica el
momento angular del electrón en la órbita en unidades de
nivel cuántico y la excentricidad de la órbita.
, determinando los subniveles de energía en cada
Modelo atómico de Dalton
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está
dividida en átomos (dejando aparte a precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en
ningún experimento riguroso).
Los postulados básicos de esta teoría atómica son:
 La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.
Actualmente, se sabe que los atomos sí pueden dividirse y alterarse.
 Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades).
Actualmente, es necesario introducir el concepto de isótopos: átomos de un mismo elemento, que tienen distinta masa, y esa es
justamente la característica que los diferencia entre sí.
 Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
 Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
Al suponer que la relacion numerica entre los atomos era la más sencilla posible, Dalton asignó al agua la formula HO, al amoníaco la
formula NH, etc.
Modelo atómico de Thomson
Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales:

Electrones, con carga eléctrica negativa

Protones, con carga eléctrica positiva

Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones y protones.
Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como
pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía).
Modelo atómico de Rutherford.
En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en:

un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la
masa del átomo)

una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los
planetas giran alrededor del Sol.
Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo
está practicamente hueco.
Experimento de Rutherford.
Consistió en bombardear una lámina muy fina de oro (10-3 cm de espesor) con un haz de partículas a. (Las partículas a son iones
He2+; son uno de los tipos de partículas que se producen cuando se descompone una sustancia radiactiva.)
Según el modelo de Thomson, lo que cabía esperar es que el haz de partículas atravesase la lámina, separándose algo más unas
partículas de otras. Sin embargo, Rutherford obtuvo unos resultados sorprendentes: algunas partículas sufrían desviaciones
considerables y una mínima parte incluso rebotaba en la lámina y volvía hacia atrás.
El mismo Rutherford describe su asombro ante tal resultado con estas palabras: "...Esto era lo más increíble que me había ocurrido en
mi vida. Tan increíble como si un proyectil de 15 pulgadas, disparado contra una hoja de papel de seda, se volviera y le golpeara a
uno..."
Las grandes desviaciones de algunas partículas a sólo se podían explicar por choque contra una partícula de gran masa y elevada
carga positiva. Esto hizo suponer a Rutherford que toda la carga positiva del átomo estaba concentrada en un pequeño gránulo donde
residía además la casi totalidad de su masa. Los datos experimentales indicaban que el radio del núcleo era más de diez mil veces
menor que el del átomo.
Como el peso atómico de los elementos tenía un valor mucho mayor que el calculado a base de los protones del núcleo, Rutherford
sugirió que en los núcleos de los átomos tenían que existir otras partículas de masa casi igual a la del protón, pero sin carga eléctrica,
por lo que las llamó neutrones. El neutrón fue descubierto experimentalmente en 1932 por Chadwick, quien, al bombardear el berilio
con partículas a, observó que se producían unas partículas que identificó con los neutrones predichos por Rutherford.
Partícula
Carga eléctrica (Coulombs)
Masa (kg)
electrón
- 1,6021 · 10-19
9,1091 · 10-31
protón
+ 1,6021 · 10-19
1,6725 · 10-27
neutrón
—
1,6748 · 10-27
Fallos del modelo de Rutherford.
Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos
datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía
continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se
destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.
No explicaba los espectros atómicos.
Modelo Atómico de Bohr
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. Para
evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones
que sí eran coherentes con los datos experimentales; es decir, la justificación experimental de este modelo es a posteriori.
Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.
La idea de que "el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares" existía ya en el modelo de Rutherford, pero Böhr supone
que, por alguna razón desconocida por el momento, el electrón está incumpliendo las leyes del electromagnetismo y no emite energía
radiante, pese a que se trata de una carga eléctrica en movimiento, que debería emitirla continuamente.
Segundo postulado
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 · ð. )
.
Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos:
m: masa del electrón = 9.1 · 10-31 kg
v: velocidad del electrón
r: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo
h: constante de Planck
n: número cuántico = 1, 2, 3...
a0: constante = 0,529 Å
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:
Ea - Eb = h · n
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)
Número cuántico secundario o azimutal (l).
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino
que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.
Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes
sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n - 1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2
Número cuántico magnético (m).
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo
magnético externo (efecto Zeemann).
Valores permitidos: - l, ..., 0, ..., + l
Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale l = 2, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2
El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; por lo tanto, también el electrón
lo crea, así que deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique.
Número cuántico de espín (s).
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores: +1/2, -1/2.
Fallos del modelo de Böhr.
El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos
polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico.
Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica..
MODELO CUANTICO
Este modelo determina LA LOCALIZACION de los electrones en orbitales en torno al núcleo. Define el nivel del orbital, su
forma geométrica, y su orientación en el espacio tridimensional.
Los parámetro de localización se les llaman números cuánticos, los cuales identifican la ubicación del electrón diferencial
del átomo, y son:
“ n “ = representa los niveles de energía. (desde 1 hasta 7)
“ l “ = representa las formas geométricas de los orbitales (va de cero hasta n-1)
“ m “ = representa la orientación en el espacio de estos orbitales (desde – l hasta + l pasando por cero)
“ s” = representa el sentido de giro del electrón sobre su propio eje ( + ½ y – ½ )
Nombres de los números cuánticos
“ n “ = número cuántico principal
“ l “ = número cuántico secundario
“ m “ = número cuántico magnético
“ s” = sentido de su giro (sobre su propio eje) spin