MODELOS ATOMICOS1. DALTON

2. THOMSON

3. RUTHERFORD

4. BOHR

Las aportaciones de:• Chadwick, • Goldstein, • Sommerfeld y Dirac-Jordan

Teoría Atómica

La teoría atómica moderna la comienza, un químico y meteorólogo inglés que en el año 1808 publicó un libro que explica su teoría de los átomos con John Dalton bajos algunos principios

Teoría que explica el comportamiento de los átomos, tiene más de dos siglos de historia, pasando por los filósofos griegos y llegando a los experimentos de alta tecnología.

1808 Dalton formuló la teoría atómica, teoría que rompía con todas las ideas tradicionales derivada de los antiguos filósofos griegos (Demócrito, Leucipo).

Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos.

1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.

.

Actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse

Sus Postulados:

2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades).

3. Los átomos de dist intos elementos t ienen dist inta masa y dist intas propiedades.

4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y senci l la.

Dalton llegó a expresar sus postulados después de haber experimentado y comprobado:

- El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y Charles.- La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de combinación.- La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier.- La ley de composición constante.- La ley de las proporciones múltiples.

El modelo atómico de Dalton

Surgido en el contexto de la química, siendo el primer modelo atómico con bases científicas

Sucesor:Modelo atómico de Thomson

Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los átomos, pues sabemos que es extremadamente pequeña, por lo que trató de calcular la masa de los átomos con relación al hidrógeno, al que dió el valor unidad.

Así surgió la escala química de masa atómicas.

Limitaciones de la teoría

La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa, según la ecuación de Einstein:

E = m*c2

Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida experimental con la balanza. La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isótopos, cosa que Dalton desconocía.

Modelo atómico de Thomson Esta es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un budín de pasas (o un panque).

Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales:

Electrones, con carga eléctrica negativa

Protones, con carga eléctrica positiva.

Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6 * 10 -19 culombios.

También descubrió que sus energías eran atraídas por otras y para demostrar este fenómeno llevo acabo un experimento utilizando un tubo de rayos catódicos.

Tubo de rayos cató-dicos utilizado por Thomson

Los rayos catódicos

Son corrientes de electrones observados en tubos de vacío, es decir los tubos de cristal que se equipan por lo menos con dos electrodos, un cátodo (electrodo negativo) y un ánodo (electrodo positivo) en una configuración conocida como diodo.

GOLDSTEIN

No propuso ningún modelo atómico, su aporte fue el descubrimiento de los protones atreves de un tubo al vacío en donde observo que los rayos anódicos o canales eran cargas positivas.

Modelo atómico de RutherfordTeoría sobre la estructura interna del átomo.

Fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.

Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizo Rutherford entre 1909-1911.

Antes de que Rutherford propusiera su modelo atómico, los físicos aceptaban que las cargas eléctricas en el átomo tenían una distribución más o menos uniforme. Rutherford trató de ver cómo era la dispersión de las partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro muy delgada.

Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo.

Experimento

La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio

vacío.

Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).

Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

La importancia del modelo de Rutherford

Residió en proponer por primera vez la existencia de un núcleo en el átomo (término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos). Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente.

ChadwickEl modelo de Rutherford de la estructura atómica dejaba un importante problema sin resolver.

Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería existir otro tipo de partícula subatómica en el núcleo, hecho que el físico inglés James Chadwick probó en 1932.

Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas alfa, el metal emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos Gamma.

Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones y protones.

Modelo atómico de Bohr

El modelo del átomo de RUTHERFORD se parecía a un sistema solar en miniatura, con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor. Fue sustituido muy pronto por el de Bohr.

El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, que corresponden cada una a una longitud de onda.Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción) o la radiación que emite (espectro de emisión).

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

Modelo Atómico de Bohr El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados.

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo.

Explica cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres postulados fundamentales:

Primer postulado:

Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía.

Segundo postulado:

El átomo radia cuando el electrón hace una transición (“salto”) desde un estado estacionario a otro, es decir toda emisión o absorción de radiación entre un sistema atómico esta generada por la transición entre dos estados estacionarios

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:

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.

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).

Ea - Eb = h · ν

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)

Modelo de Bohr

MODELO ATOMICO DE SOMMERFELD Con la ayuda de la teoría de la reactividad de Albert hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr

LOS ELECTRONES SE MUEVEN ALREDEDOR DEL NUCLEO EN ORBITAS CIRCULARES O ELIPTICAS

APARTIR DEL SEGUNDO NIVEL ENERGETICO EXISTEN DOS O MAS SUBNIVELES EN EL MISMO NIVEL

EL ELCTRON UNA CORRIENTE

para describir los nuevos subniveles, sommerfeld introdujo un parametro llamado numero cuantico azimutal, que designo con la letra L.

DIRAC-JORDANSe basaron en la mecánica cuántica ondulatoria, ampliaron los conocimientos anteriores, lograron una descripción cuántico-relativista de electrón, prediciendo la existencia de la antimateria, en sus ecuaciones aparece el cuarto parametro con características cuántica, denominado s además de los ya conocidos n,l, y m.

BibliografíaChang R. Química. Ed. Breve. McGrawHill.México.DF.2002De anda Cárdenas P. Química, Ed. Umbral. México 2006.Pérez A. G. Química I. PersonPertinceHall. México, 2007.http://www.ojocientifico.com/2011/04/29/teoria-atomica-moderna