Estructura Atómica: Fundamentos y Evolución de los Modelos

Estructura del Átomo: Evolución de los Modelos Atómicos

Antecedentes Históricos

• T.A. Dalton: La materia está constituida por átomos.
• Ampère y Faraday: Relacionan la materia y las cargas eléctricas.
• Henri Becquerel: Descubre la radiactividad natural (rayos alfa, beta, gamma).
• Con un tubo de descarga se descubren las partículas subatómicas.

Descubrimiento del Electrón

• Electrón: Partículas que se alejan del cátodo en línea recta (rayos catódicos).
  • Tienen gran energía cinética.
  • Se comportan como una corriente eléctrica negativa.
• J.J. Thomson: Determinó la relación carga/masa del electrón.
• R. Millikan: Determinó la carga del electrón.

Modelos Atómicos Iniciales

• Modelo Atómico de Thomson: Átomo constituido por electrones incrustados en una masa esférica de densidad uniforme con carga positiva neta desconocida.

Descubrimiento del Protón

• Protón: Goldstein descubre los rayos canales, con partículas positivas.
  • Relación masa/carga diferente.
  • Misma carga eléctrica pero de signo opuesto al electrón.
  • El protón se descubrió al bombardear átomos con partículas alfa.

Experimento de Rutherford

• Observaciones:
  1. La mayoría de las partículas alfa atraviesan la lámina sin desviarse.
  2. Un 0.1% de las partículas se desviaban.
  3. Aproximadamente 1 de cada 20,000 partículas eran rechazadas.

Modelo Atómico de Rutherford

• Átomo constituido por:
  • Núcleo: Carga positiva, contiene los protones y casi la totalidad de la masa del átomo.
  • Corteza: Contiene los electrones que giran alrededor del núcleo.
• Explicación del experimento:
  1. La materia está casi vacía.
  2. La mayoría de las partículas alfa pasan por la corteza y no se desvían.
  3. Las partículas que pasan cerca del núcleo se desvían debido a la repulsión electrostática.

Isótopos

• Espectrógrafo de masas: Determina la masa de un elemento.
• Thomson: Obtiene varios resultados para el neón y el oxígeno.

Teoría Cuántica

• Maxwell: Teoría electromagnética clásica.
• Siglo XX: Hechos experimentales que llevan a una nueva teoría sobre la luz.

Características de una Onda Electromagnética

• Amplitud: Desplazamiento máximo desde el punto de equilibrio.
• Longitud de onda (λ): Distancia entre dos puntos equivalentes de la onda.
• Frecuencia (ν): Número de vibraciones por unidad de tiempo.
• Periodo (T): Tiempo de una vibración.
• Velocidad (v): Velocidad de propagación de la onda.

Espectros Atómicos de Emisión

• La radiación emitida por un elemento en estado gaseoso cuando se le proporciona suficiente energía.

Teoría Cuántica de Planck

• Demuestra que los átomos no emiten energía de forma continua, sino en paquetes discretos llamados cuantos.

Efecto Fotoeléctrico

• Emisión de electrones por un material al ser irradiado con luz.
• Características:
  • Existe una frecuencia mínima para cada sustancia.
  • La energía cinética de los electrones aumenta con la frecuencia de la radiación.
  • Al aumentar la intensidad de la radiación, no cambia la energía de los electrones, pero aumenta su número.
• Einstein: La radiación electromagnética está formada por fotones.

Limitaciones del Modelo de Rutherford

• Según la física clásica, un electrón girando en una órbita debería emitir energía y caer al núcleo.

Modelo Atómico de Bohr

• Postulados:
  1. La energía del electrón dentro del átomo está cuantizada.
  2. Los electrones orbitan el núcleo en órbitas circulares, cada una con un nivel de energía específico.
  3. Los niveles de energía permitidos corresponden a momentos angulares que son múltiplos enteros de h/2π.
  4. El electrón absorbe o emite energía cuando pasa de un nivel a otro.

Limitaciones del Modelo de Bohr

• No explica el origen de la cuantización de la energía.
• Los espectros atómicos son más complejos de lo que el modelo predice.

Modelo Mecánico-Cuántico del Átomo

• Heisenberg y Schrödinger: Dualidad onda-partícula.
  • Los electrones tienen propiedades ondulatorias.
  • Movimiento ondulatorio asociado.
• Principio de Incertidumbre de Heisenberg: Existe un límite fundamental en la precisión con la que se pueden determinar simultáneamente la posición y el momento de una partícula.
• Carácter ondulatorio e imposibilidad de trayectorias exactas.
• Orbital: Región del átomo donde es más probable encontrar un electrón con una energía específica.

Números Cuánticos

• Número cuántico principal (n): Nivel energético.
• Número cuántico secundario o azimutal (l): Forma del orbital.
• Número cuántico magnético (ml): Orientación espacial del orbital.
• Número cuántico de espín (s): Espín del electrón.

Clasificación Periódica de los Elementos

• Mendeleiev y Mayer: Ordenan los elementos por masas atómicas crecientes.
• Problemas iniciales:
  • Algunos elementos tuvieron que ser reordenados.
  • Se modificaron las masas atómicas de algunos elementos (In, Be, U).
  • Se dejaron huecos para nuevos elementos.

Propiedades Periódicas

• Radio atómico:
  • En un grupo, aumenta al aumentar el número atómico.
  • En un período, disminuye al aumentar el número atómico.
• Energía de ionización: Energía necesaria para arrancar un electrón.
  • En un grupo, disminuye al aumentar el número atómico.
  • En un período, aumenta al aumentar el número atómico.
• Afinidad electrónica: Energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso captura un electrón.
  • En un grupo, aumenta al aumentar el número atómico.
  • En un período, disminuye al aumentar el número atómico.
• Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace químico.
  • En un grupo, disminuye al aumentar el número atómico.
  • En un período, aumenta al aumentar el número atómico.

Tabla Periódica Actual

• 7 períodos
• 18 grupos