Historia y Desarrollo de los Modelos Atómicos

Primeros Modelos Atómicos

La idea de átomo surgió en el 450 a.C. con Demócrito.

Modelo Atómico de Dalton

Dalton expuso la teoría atómico-molecular de la materia que permitía explicar las diferencias de comportamiento entre las sustancias simples y los compuestos.

• La materia estaba formada por átomos que eran partículas indivisibles e indestructibles (las denominadas sustancias simples, que constituyen a un único elemento).
• Los compuestos están formados por combinaciones de átomos de diferentes elementos químicos (formando "átomos compuestos", que hoy son moléculas).
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en propiedades.
• Los átomos de diferentes elementos químicos tienen diferente masa y propiedades.
• En las reacciones químicas, la masa siempre permanece constante.

Ley de proporciones múltiples: Cuando dos elementos químicos se combinan para formar compuestos diferentes, las cantidades en que se combina uno de ellos con una cantidad fija del otro están en una relación de números enteros sencillos.

Lavoisier - Ley de conservación de la masa: La masa de los productos de una reacción química es igual a la masa de los reactivos que han reaccionado.

Proust - Ley de proporciones definidas: Para formar un mismo compuesto, los elementos se combinan siempre en una misma relación de masa.

Modelo Atómico de Thomson

Thomson realizó una serie de experimentos e investigó la conductividad de los gases a una presión aún más reducida. Observó que si se continúa extrayendo gas de un tubo de descarga, este sigue conduciendo la electricidad, pero deja de emitir luz.

• El electrón (e) fue la primera partícula subatómica que se identificó (1897). La carga del electrón (qe) = 1,60 x 10^-19 C. Es la partícula más pequeña que se ha encontrado en la naturaleza, por lo que se denomina carga elemental. Es una partícula negativa y su masa relativa es de 1/1827 respecto a la masa de un átomo de hidrógeno.
• Considera al átomo como una esfera con la masa y la carga positiva distribuidas uniformemente y los electrones insertos.

Modelo Atómico de Rutherford

El experimento consistía en lanzar sobre una lámina de oro delgada un haz de partículas alfa procedentes de una muestra de radio. Prácticamente todo el haz de partículas alfa atravesaba la lámina de oro sin desviarse. Sin embargo, algunas partículas alfa se desviaban y unas pocas rebotaban. La única explicación posible era que las partículas alfa hubieran chocado con un núcleo masivo y con carga positiva. Ese núcleo debía tener unas dimensiones muy pequeñas.

El modelo atómico nuclear supone la existencia de un núcleo que concentra toda la masa y carga positiva del átomo, rodeado de los electrones (masa insignificante de carga negativa). Si los electrones estuvieran en reposo, la fuerza de atracción electrostática entre el núcleo positivo y los electrones negativos daría lugar a que estos cayeran sobre el núcleo, colapsando así el átomo. Para explicar por qué no pasaba eso, propuso el modelo dinámico en el que los electrones se movían describiendo órbitas alrededor del núcleo. Decía que la fuerza electrostática (atracción entre protones y electrones) era igual a la fuerza centrípeta, haciendo que los electrones permanezcan en la órbita.

Partículas Subatómicas

• Protón: Se encuentra en el núcleo. Su masa es superior a la del electrón. Partículas con carga positiva igual a la carga elemental. p = Z.
• Neutrón: Masa parecida a la del protón. Está en el núcleo y no tiene carga eléctrica (A = Z + N).

Isótopos: Los descubren gracias al descubrimiento de la radioactividad. Son átomos que tienen el mismo número de protones, pero distinto número de neutrones. Un elemento podía estar formado por átomos de masa atómica distinta. Obligó a abandonar la idea de la igualdad de los átomos de un mismo elemento (teoría atómica de Dalton).

Antecedentes al Modelo Atómico de Bohr

Espectroscopia Atómica

Estudia la forma en que la luz y los átomos interaccionan.

Modelo Ondulatorio de la Luz

Considera a la luz como una onda electromagnética (c = λν).

Modelo Corpuscular de la Luz

Cuando la luz interacciona con la materia en determinadas condiciones, parece comportarse como una onda. Planck postuló que la energía radiante se emite y observó que forma "paquetes" de energía que denominó cuantos, con una energía (E = hν).

Datos importantes: 1Å = 10^-10 m, la luz v = 230 V y v = 50 Hz. c = λ / T = λν, 1 eV = 1,6 x 10^-19 J.

Efecto Fotoeléctrico

• Hertz: Observó el fenómeno de este efecto. Decía que cuando una radiación electromagnética incide sobre un metal, se desprenden electrones.
• Einstein: Concibió la luz y cualquier otra radiación electromagnética como un haz de partículas de energía, que denominó fotones, cuya energía es proporcional a la frecuencia de la luz.
• La emisión de electrones solo se produce cuando se alcanza la mínima frecuencia.
• La velocidad de los electrones que se arrancan solo depende de la frecuencia de la radiación incidente.
• La emisión de electrones es instantánea, es decir, se produce al mismo tiempo, no se observa diferencia de tiempo (E = E₀ + Ec).

Espectros Atómicos

• Los espectros atómicos de los elementos permiten su identificación.
• Un espectro se produce cuando la radiación electromagnética pasa a través de una sustancia química o cuando dicha sustancia emite radiación.

Espectros de Emisión

Si se encierra un elemento gaseoso en un tubo transparente y se calienta a temperatura alta, o bien se produce una descarga eléctrica, se observa que emite radiaciones electromagnéticas. La luz emitida puede separarse en sus diferentes frecuencias, y no contiene todas las longitudes de onda o frecuencia visible, sino que únicamente contiene algunas (espectros de emisión discontinuo o rayas).

Espectro de Absorción

Observado mediante un espectroscopio la luz blanca que atraviesa un gas, se obtiene un espectro continuo con rayas negras. Estas coinciden con las del espectro de emisión del gas, el cual absorbe radiaciones de la misma longitud de onda que es capaz de emitir.

Series Espectrales

: **ZONA ULTRAVIOLETA-> serie d lyman **ZONA VISIBLE-> Serie d balmer, **ZONA INFRARROJA-> Series d paschen, brackett y pfund- **Ec. General: 1/? = R . (1/ n²₁ - 1/ n₂²) R= 1,097.10⁷ **LYMAN: n1=1 **BALMER n1= 2 **PASCHEN n1= 3 **BRACKETT n1= 4 **PFUND n1= 5. ***Cuando los e pasan d un nivel menor a un nivel mayor, absorben energia. **Cuando los e pasan d un nivel mayor a un nivel menor, emiten energia. ***MODELO ATOMICO BOHR:: El electron gira alrededor dl nucleo en orbitas circulares sin emitir energia **Solo son posibles las orbitas en las q el e tiene un movimiento angular q es multiplo d h. m.v.r.= n. h/ 2?. Solamente son posibles algunas orbitas. ***La energia liberada al pasar un electron desde una orbita a otra d menor energia se emite en forma d radioaciones elexctromagneticas (en forma d fotones) cuya frecuencia se obtiene d la ecuacion d planck. La energia d los fotones (emitidos o absorbidos) es = a la diferencia d energia entre ambas orbitas. AE= h.v= En2 - En1. Fe = k. (q1. q2 / r^2) Fc= m . v^2 / r. Fe= Fc -> k...= m....*** EXPLICACION D BOHR PARA LOS ESPECTROS: Al absorber un foton un e q inicialmente se encuantra en su edo cundamental (el d minima energia) pasa a otra orbita + externa. Se dice entonces q esta en edo exitado, posteriormente el e regresa a la orbita original emitiendo dicho foton, lo q da lugar a una linea en el espectro d emision. ***LIMITACIONES AL MODELO D BOHR: **Solamente explica el atomo d H y los otros iones con un solo e. **Aparecieron nuevas lineas en el espectro d Bohr q no podia explicar, eso se debe a la mejor d los metodos d observacion. **No podia justificar q las orbitas q describian los e eran estables. ** Los principios d la mecanica cuantica acaban con la idea d orbita. ***MODELO ATOMICO D BOHR-SOMMERFELD:: Cada orbita esta formada x varias orbitas q se diferenciaban en la forma en la q los electrones giraban alrededor dl nucleo. De forma q habian 2 tipos d orbitas (circulares y elipticas) ***Surge nº cuantico nuevo, el nº cuantico secundario (l= forma d las orbitas) ***Esfecto seeman: Se observo q cuando se aplica un campo magnetico a un atomo o atomos d 1 solo electron, se observa q las lineas dl espectro se desdoblaban y surgio un 2º nº cuantico, el nº cuantico magnetico (ml = orientacion d las orbitas en el espacio) **Surge tambien el nº cuantico espin (ms) q se refiere al sentido s los e. ***MODELOS MECANOCUANTICOS:: Es el modelo actual dl atomo: El atomo esta formado x un nucleo en el q se encuantran los protones y neutrones, alrededor dl cual se encuantran los e con una cierta probabilidad d econtrarse en ciertas regiones dl espacio,Las orbitas desaparecen y se pasan a llamar orbitales (es una region dl espacio en la q hay un determinada probabilidad d encontrar un e) ***DUALIDAD ONDA CORPIUSCULO:: Lis electrones pueden comportarse como onda o como corpusculo De Brogi propuso q toda particula en movimiento lleva asociada una onda, cuya longitud d onda ?= h/ mv **PRINCIPIO D INCERTIDUMBRE O INDETERMINACION S HEISEMBERG:: Hay una limitacion en la presicion con la q se puede conocer simultaneamente la posicion y la cantidad d movimiento d una particula Ax-> posicion, Ap-> Cantidad d movimiento.*** La ec d onda Schrodinger: Funcion d onda , su cuadro es la probabilidad d encontrarse al e en una determinada parte dl espacio. ***CONFIGURACION ELECTRONICA:: Es el modo en el q se situan los e en la corteza s los atomos. Indica las capas, niveles y orbitales q contienen e y cuantos hay. La capa de valencia es la ultuma capa d un atomo ocupada x e. La configuracion electronica se basa en 3 principios. 1º. Principio d exclusion d Paulin: En un mismo atomo no puede haber 2 e con los 4 nº cuanticos, es decir, en cada orbital puede haber 2 principio d minima energia. Los e se colocan en el orbital d menor energia q este disponible. Esto queda reflejado en el diagrama d Moler ( dl d - energia al d + energia) 3º Principio d maxima multiplicidad d Hund- Cuando hay varias orbitales como = energia se les llama degenereados o sinoenergeticos. Cuando hay varios orbitales con la misma energia la configuracion + favorable es la q permite mayor desapareamiento d los e. ***Los elementos + estables son los gases nobles ( Son elementos q tienen llenoos los subniveles s y p d la ultima capa. La configuracion electronica d la capa d valencia es ns^2 y np^6) No reaccionan con ningun otro elemento. Los elementos q tienen la semicapa (mitad d la capa completa) cerrada: s1, p3,d5