Derwin Estudiante
- 1. Escuela Mixta San Clemente Derwin Pérez Grado 10° Modelos atómicos Barranquilla/Atlántico 2017
- 2. Teoría de Dalton Después de muchos planteamientos acerca de la constitución de la materia, sólo en el año 1809, John Dalton (1766-1844), un profesor inglés de química, publicó una obra revolucionaria en la cual rescataba las ideas formuladas por Demócrito y Leucipo dos mil años a atrás. En su obra, Nuevo sistema de la filosofía química, planteó la teoría sobre la naturaleza atómica de la materia, en un intento por explicar las leyes químicas de su época.
- 3. La teoría de Dalton se conoce como la primera teoría atómica y comprende tres postulados: • Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos. • Los átomos de un mismo elemento tienen pesos y propiedades iguales, pero son diferentes de los átomos de las demás elementos. El cambio químico consiste en la combinación, separación o reordenamiento de átomos. • Los átomos de distintos elementos se pueden unir entre sí, en proporciones numéricas simples.
- 4. Dalton, además, dio símbolos a algunos elementos. Así, el símbolo del nitrógeno era Φ, el carbono ● y el del oxígeno ○. A continuación mencionaremos algunos modelos atómicos y las bases que se utilizaron para su postulación.
- 5. Modelo de Thomson Al interior de los átomos. A mediados de siglo XVIII, el estadounidense Benjamín Franklin (1706- 1790) estudió el fenómeno de la electricidad, conocido ya desde la época de los griegos y comprobó que los rayos de las tormentas se originan por descargas eléctricas en el aire. Más tarde, con los trabajos del físico italiano Alessandro Volta (1745-1827) estos conocimientos se incrementaron. Volta fue el inventor de la pila que permitió utilizar por primera vez la corriente eléctrica. A principios del siglo pasado, el trabajo de Volta fue ampliado por el inglés Michael Faraday (1791- 1867) al formular las leyes de la electrólisis, la inducción electromagnética y la conducción de la electricidad en los gases.
- 6. Durante muchos años, las teorías de la estructura de la materia y de la electricidad se desarrollaron independientemente, pero los experimentos de Davy y Faraday hicieron pensar que existían claras relaciones entre la física y la química. Hasta principios del siglo XX los hombres de ciencia siguieron admitiendo la teoría de Dalton. Sin embargo, en esta época se realizaron numerosos descubrimientos que hicieron necesario el desarrollo de nuevas teorías atómicas. Los primeros experimentos realizados con gases sometidos a bajas presiones y a una diferencia de potencial de algunos miles de voltios, fueron realizados por el científico inglés William Crookes, mediante dispositivos llamados tubos de descarga, que sirvieron para el descubrimiento del electrón.
- 7. Los tubos de descarga y el descubrimiento del electrón. Crookes aplicó fuertes descargas eléctricas a discos metálicos conectados en los extremos de un tubo con gas enrarecido. Cuando la descarga era lo suficientemente grande, se observaban ráfagas e imágenes luminosas en el aire que ocupaba el tubo. Si en vez de aire había otro gas, la luz tomaba un color diferente. Si se eliminaba el gas que llenaba el tubo, la luz coloreada desaparecía, a pesar de que la corriente eléctrica seguía produciendo rayos invisibles. Estos rayos recibieron el nombre de rayos catódicos porque siempre iban del electrodo negativo (cátodo) al electrodo positivo (ánodo). Además estos rayos siempre se transmitían en línea recta.
- 8. Descubrimiento del electrón. En 1897, el inglés Joseph Thomson (1856-1940) dilucidó la naturaleza exacta de los rayos catódicos. Observó que los rayos catódicos eran desviados de su trayectoria rectilínea tanto campos eléctricos como magnéticos. Como la luz ordinaria no es afectada por un imán, estos rayos poseían una propiedad de la materia y no de la luz. Así, postuló que los rayos catódicos eran un haz de partículas negativas a las cuales llamó electrones. Thomson hizo pasar estos rayos a través de campos eléctricos y magnéticos, determinado así la velocidad con la que viajaban la relación carga/masa entre ellos. El hecho de que los electrones se pudieran obtener desde el cátodo metálico del tubo de descarga, es decir, de la materia, demostrada que estas partículas eran parte de los átomos: el átomo indivisible de Dalton como teoría pasada a la historia.
- 9. Descubrimiento del protón. En 1886, Eugen Goldstein (1850-1930) utilizó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado y observo otro tipo de rayos que procedían del ánodo; éstos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminado la zona posterior de éste. A estos rayos les llamó rayos canales: tenían las propiedades de desviarse por campos eléctricos y magnéticos, su carga era positiva y su relación carga/masa era mucho menor que el valor obtenido para la de los electrones y dependía del gas que tuviera el tubo.
- 10. Modelo de Thomson El reconocimiento de electrones y protones como partículas fundamentales de los átomos, permitió de Thomson proponer una nueva teoría atómica conocida como en modelo atómico de Thomson. Recordemos que, en ciencias, un modelo corresponde a la imagen mental o a la representación física que simula algún fenómeno que no podemos ver ni vivenciar directamente. El modelo atómico de Thomson plantea que el átomo es una unidad fundamental de toda materia, que es neutra y que está formada por igual cantidad de partículas con carga positiva y con carga negativa.
- 11. Modelo atómico de Rutherford. Descubrimiento del núcleo En 1909 el neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937) llevó a cabo un experimento que demostró que los átomos no eran esferas sólidas indivisibles como proponía Dalton. Rutherford diseñó un dispositivo mediante el cual bombardeaba láminas muy finas de oro con las partículas alfa emitidas por materiales radiactivos. Observó que la mayoría de las partículas atómicas atravesaban la lámina metálica como si ésta no existiera y sólo unas pocas chocaban con el metal y rebotaban. La magnitud de estas desviaciones no era la misma para todas las partículas y unas pocas eran fuertemente repelidas y su trayectoria se invertía en 180° (figura 8).
- 12. Basándose en estos resultados, Rutherford postuló que cada átomo tenía una zona central densa y pequeña a la cual llamó núcleo atómico. El núcleo atómico debía ser positivo, puesto que las partículas alfa, también positivas, eran rechazadas al chocar contra los núcleos de los átomos de metal. De esta manera, el modelo atómico que postulo Rutherford deja claro que los átomos tienen un núcleo central cargado positivamente y en él se reúne la mayor parte de la masa atómica, y que los electrones se mueven en torno al núcleo, ocupando un gran espacio vacío para formar el volumen total del núcleo(figura 9). L a carga negativa de los electrones contrarresta la carga positiva del núcleo, por lo cual el átomo es neutro.
- 13. Inconsistencias del modelo de Rutherford De acuerdo con los supuestos de la física clásica, toda partículas acelerada, como es el caso del electrón cuando gira describiendo una órbita, emite energía en forma de radiación electromagnética. En consecuencia, el electrón perdería energía de forma continua y daría lugar a espectros de emisión continuos, lo cual está en contradicción con lo que se observa en la realidad. Por otra parte, la pérdida continua de energía provocaría que los electrones tuvieran que moverse cada vez más rápido y a distancias del núcleo cada vez más cortas, hasta que finalmente terminaran precipitándose en el núcleo (catástrofe atómica). Por lo tanto, los átomos no serían estables, mientras que la realidad es que sí son. En definitiva, si se aceptaba como válidos los principios de la física clásica, el modelo de Rutherford debía ser desechado.
- 14. Descubrimiento del neutrón Rutherford, basándose en el conocimiento de que la partícula alfa tenía una carga de +2(2 protones) y una masa veces mayor que la del protón, y que además, la masa de los electrones era muchísimo menor a la del protones, predijo que debían existir partículas neutras, sin carga y con una masa cercana a la del protón. Años más tarde, en 1932, el inglés James Chadwick (1891-1974) comprobó, al bombardear átomos de berilio con partículas alfa energía, la emisión de partículas neutras: los neutrones.
- 15. Isótopos Se llama número atómico (Z) al número de protones que tienen un átomo y número másico (A) al número de nucleones (protones y neutrones) que tienen un átomo. A pensar de tener el mismo número de protones, dos átomos de un mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones. De esta manera, los átomos de un elemento siempre tienen el mismo número atómico pero pueden tener distinto número másico. Se llama isótopos a los átomos de un mismo elemento que se diferencia en su número másico. Un elemento químico está formado generalmente por una mezcla de isótopos.
- 16. Modelo atómico de Bohr La hipótesis de Planck En 1900, el físico alemán Max Planck revoluciono los conceptos de la época al explicar el fenómeno de la energía radiante.
- 17. En un informe presentado ante la Sociedad Alemana de Física, propuso las siguientes hipótesis: • La materia está formada por partículas (moléculas, átomos, electrones, etc.)que oscilan, emitiendo energía en forma de radiación electromagnética. • La energía que emiten estas partículas no puede tener cualquier valor, sino tan sólo algunos valores que son múltiplos de una cantidad discreta de energía, llamado cuanto. • El valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida. Tanto la energía de un cuanto como la frecuencia se relacionan matemáticamente. • La energía sólo puede absorberse o emitirse en cuantos completos; es decir, la energía total emitida o absorbida será igual al número entero de cuantos o “paquetes” de energía.
- 18. Modelo atómico de Bohr En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962), basándose en las hipótesis de Planck, realizó otros experimentos para formular un nuevo atómico que resolvía el problema de la inestabilidad del átomo de Rutherford.
- 19. En este modelo se mantiene la estructura planetaria propuesta por Rutherford, pero se utilizan los principios cuánticos sobre la emisión de energía, introduciendo una serie de condiciones sobre el comportamiento del electrón: • Aunque los electrones giran alrededor del núcleo, no todas las órbitas que describen son estable sino tan soló un número limitado en ellas. Es decir, el electrón no puede moverse a cualquier distancia del núcleo, sino a distancias determinadas. • Cuando un electrón se encuentra en un nivel estable, no emite energía. Los electrones sólo pueden ganar o perder energía cuando saltan de una órbita a otra. El modelo de Bohr postula, entonces, que el movimiento de los electrones está condicionado a ciertas órbitas de energía definida. Las órbitas descritas por un electrón o grupo de electrones tienen una determinada distancia del núcleo. Así, mientras más lejos se encuentran un electrón del núcleo, mayor será su energía.
- 20. Modelo atómico actual El modelo atómico actual se construyen bajo los siguientes supuestos: 1. Todo electrón en movimiento lleva asociada una onda. El comportamiento del electrón se describe mediante una ecuación llamada ecuación de onda. 2. Puesto que no es posible conocer todo sobre el electrón durante todo el tiempo, se emplean probabilidades para indicar su posición, velocidad, energía, etc. 3. La energía de los electrones está cuantizada, es decir, soló pude tener ciertos valores y no puede tener ningún otro.
- 21. La ecuación de Schrödinger y los números cuánticos En 1926, el físico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961) descubrió el comportamiento del electrón en un átomo de acuerdo con consideraciones estadísticas. Schrödinger consideró que la trayectoria definida del electrón, según Bohr, debe sustituirse por la probabilidad de hallarlo en una zona del espacio atómico; esta probabilidad es también la densidad electrónica o nube de carga electrónica, de modo que las regiones donde existen una alta probabilidad de encontrar al electrón son las zonas de alta densidad electrónica. Bajo este planteamiento, los estados de energía permitidos para el electrón en el átomo, llamados orbitales, quedan descritos por medio de cuatro números cuánticos.
- 22. La ecuación de onda tiene varias soluciones, cada una de las cuales describe una posible situación del electrón en una región determinada del átomo y con cierta energía. Las distintas soluciones de la ecuación se obtienen introduciendo los números cuánticos, cuyos valores varían para la misma. Estas soluciones pueden representarse gráficamente por ser funciones matemáticas. Las graficas delimitan una región del espacio en torno al núcleo, donde la probabilidad de encontrar un electrón es elevada. Tradicionalmente se llama orbital a cada una de estas zonas. Así, un orbital es una región del átomo donde la probabilidad de halar un electrón con cierta energía es elevada.
- 23. Los números cuánticos Para describir las características de un electrón situado en un determinado orbital, se necesitan cuatro números cuánticos, que se representan mediante las letras n, l, ml y ms. El significado físico de estos números, así como los valores que pueden tomar, se describen de la siguiente manera: • Numero cuántico principal (n). Esta relacionado con la energía del electrón. Para el átomo de hidrógeno, la energía depende sólo de n. si n aumenta, la distancia del electrón al núcleo y la energía que esta partícula posee, también se incrementan. Los valores que puede tomar n están limitados a los números naturales: 1,2,3,etc.
- 24. • Numero cuántico secundarios (l). Designa la forma del orbital. Los posibles valores de l dependen de n, de modo que, para cada valor de n, el número cuántico l puede tomar todos los valores comprendidos entre 0 y n-1. Por ejemplo, si n=4, el número l puede tomar los valores 0, 1, 2, 3. Se acostumbra a simbolizar con letras los valores numéricos que pueden tomar el número cuántico l, según: Numero cuántico secundario 0 1 2 3 4 Símbolo del orbital s p d f g El número cuántico l también nos informa sobre la geometría que tiene el orbital. Por ejemplo, un orbital s es un orbital esférico, un orbital p está formado por dos lóbulos, etc.