Modelos Atómicos - Samuel Duncan Vides
- 1. Samuel Duncan Vides Modelos Atómicos Escuela Mixta San Clemente 10º 2017
- 2. 1. 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 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 los 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. Dalton, además, dio símbolos a algunos elementos. Así, el símbolo del nitrógeno era φ, el del carbono ● y el del oxígeno o. A continuación mencionaremos algunos modelos atómicos y las bases que se utilizaron para su postulación.
- 4. 2. MODELO DE THOMSON 2.1 AL INTERIOR DE LOS ÁTOMOS A mediados del siglo xviii, el estadounidense benjamín fraklin (1706-1790) estudió el fenómeno de la electricidad, conocido ya desde la época de los griegos y comprobó que los rayos de las tormentas originaban por descargas eléctricas en el aire. mas 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 ingles Michael Faraday (1791- 1867) al formular las leyes de la electrólisis, la inducción electromagnética y la conducción de la electricidad en los gases.
- 5. 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 pesan que existían claras relaciones entre la física y la química.
- 6. Hasta principios del siglo XX los hombres de ciencia siguieron admitiendo la teoría de Dalton. Son 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 ingles William Crookes, mediante dispositivos llamados tubos de descarga, que sirvieron para el descubrimiento del electrón.
- 7. 2.2 LOS TUBOS DE DESCARGA Y EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON Crookes aplicó fuertes descargas eléctricas a discos metálicos conectado en los extremos de un tubo de gas enrarecido. Cuando la descarga era lo suficientemente grande, se observan ráfagas e imágenes luminosas en el aire que ocultaba el tubo. Sin 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 que la corriente eléctrica seguía produciendo rayos invisibles. Estos rayos el nombre de rayos catódicos porque siempre iban del electrodo negativo (cátodo) al electrodo positivo (ánodo). Además astros rayos siempre se transmitían en línea recta.
- 8. 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 por 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, postulo 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, determinando así la velocidad con la que viajaban y 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, demostraba que estas partículas eran parte de los átomos: el átomo indivisible de Dalton como teoría pasaba a la historia.
- 9. 2.3. DECUBRIMIENTO DEL PROTON En 1886, Eugen Goldstein (1850-1930) utilizó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado y observó otro tipo de rayos que procedían del ánodo; éstos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior de éste. A estos rayos les llamó rayos canales: tenían la 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 dependían del gas que tuviera el tubo. Mas tarde, se comprobó que los rayos canales eran partículas positivas y que su masa dependían del gas encerrado dentro del tubo.
- 10. 2.4. MODELOS DE THOMSON El reconocimiento de electrones y protones como partículas fundamentales de los átomos, permitió a Thomson proponer una nueva teoría atómica conocida como el 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. 3.5. 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 invisibles como ponían 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 atravesaba la lámina metálica como si ésta no existiera y sólo unas pocas chocaban con el metal y rebotaban. La magnitud de estas desviaciones no eran las mismas para todas las partículas y unas pocas eran fuertemente repelidas y su trayectoria se invertía en 180º.
- 12. Basándose en estos resultados, Rutherford postuló que cada átomo tenía una zona central densa y pequeña a ala cual llamó núcleo atómico. El núcleo atómico debía ser positivo, puestos que las partículas alfa, también positivas, eran rechazadas al chocar contra los núcleos de los átomos del metal. De esta manera, el modelo atómico que postuló 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 en los electrones se mueven en torno al núcleo, ocupado un gran espacio vacío para formar el volumen total del núcleo. La carga negativa de los electrones contrarresta la carga positiva del núcleo, por lo cual el átomo es neutro.
- 13. 3.6. Coincidencias Del Modelo Rutherford De acuerdo con lo supuestos de la física clásica, toda partícula 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 mas 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 lo son. En definitiva, si se aceptaban como válidos los principios de la física clásica, el modelo de Rutherford debía ser desechado.
- 14. 3.7. Descubrimiento Del Neutrón Rutherford, basándose en el conocimiento de que la partícula alfa tenía una carga de +2 (2 protones) y una masa 4 veces mayor que la del protón, y que además, la masa de los electrones era muchísimo menor a la de los 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 de alta energía, la emisión de partículas neutras: los neutrones.
- 15. 3.8. Isótopos Se llama número atómico (Z) al número de protones que tiene un átomo y número másico (A) al numero de nucleones (protones y neutrones) que tiene un átomo. A pesar 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 llaman isótopos a los átomos de un mismo elemento que se diferencian en su número másico. Un elemento químico está formado generalmente por una mezcla de isótopos.
- 16. 4. MODELO ATÓMICO DE BOHR 4.1. La Hipótesis De Planck En 1900, el físico alemán Max Planck revolucionó los conceptos de la época al explicar el fenómeno de la energía radiante. 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.
- 17. • 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 numero entero de cuantos o “paquetes” de energía.
- 18. 4.2. 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 modelo atómico que resolvía el problema de la inestabilidad del átomo de Rutherford. En este modelo se mantiene la estructura planetaria propuesta por Rutherford, pero se utilizan los principios cuánticos sobre la emisión, introduciendo una serie de condiciones sobre el comportamiento del electrón: • Aunque los electrones giran alrededor del núcleo, no todas la órbitas que describen son estables sino tan sólo un numero limitado de 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 orbitas de energía definida. Así, mientras mas lejos se encuentre un electrón del núcleo, mayor será su energía.
- 19. 5. MODELO ATÓMICO ACTUAL El modelo atómico actual se construye 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, sólo puede tener ciertos valores y no puede tener ningún otro.
- 20. 5.1. La Ecuación De Schrödinger Y Los Números Cuánticos En 1926, el físico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961) describió 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, de modo que las regiones donde existe 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.
- 21. La ecuación de ondas tienen 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 en 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 hallar un electrón con cierta energía es elevada.
- 22. 5.2. Los números cuánticos Para describir las características de un electrón situado en un determinado orbital, se necesitan cuatro números cuánticos., que se presentan mediante las letras n, l, m1 y ms. El significado físico de estos números, así como los valores que pueden tomar, se describen de la siguiente manera. • Número Cuántico Principal (n). Esta relacionado con la energía del electrón. Para el átomo de hidrogeno, la energía depende solo de n. Si n aumenta, la distancia del electrón al núcleo y la energía que esta partícula posee, también se incrementan. Los valores pueden tomar n están limitados a los números naturales: 1, 2, 3, etc.
- 23. • Numero Cuántico Secundario (1). designa la forma del orbital. Los posibles valores de 1 dependen de n, de modo que, para cada valor de n, el numero cuántico 1 puede tomar todos los valores comprendidos entre 0 y n -1. Por ejemplo, si n = 4, el numero 1 puede tomar dos valores 0, 1, 2 y 3. se acostumbra a simbolizar con letras los valores numéricos que puede tomar el numero cuántico 1, según: Numero cuántico secundario 0 1 2 3 4 Símbolo del orbital s p d f g El número cuántico 1 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.