modelos atómicos
Modelos atómicos

Introducción


modelos atómicos
Limitaciones
Partículas subatómicas
Teoría cuántica
Conclusiones/Bibliografía


1-Experimento de la lámina de oro
      Experimento realizado por Rutherford y G.Marsden. Bombardearon una lámina de oro con partículas alfa prodecentes de una fuente radiactiva, y colocaron una pantalla de Zns por detrás de la lámina de oro para así poder observar la dispersión de las partículas.
El experimento demostró que la dispersión de las partículas alfa con carga positiva era producida por la repulsión de centros negativos dentro de la placa de oro (también se cumple con el resto de los metales, no solo con el oro).
Dedujeron que cada átomo contenía un centro diminuto con carga positiva (núcleo atómico).
Los átomos, en su mayor parte, están constituídos por espacios vacíos, por eso la mayoría de las partículas alfa atraviesan la lámina sin desviarse. Las pocas partículas que se desvían son las que llegan a las cercanías de los núcleos.
 


2-¿Orbita u orbital?
        Böhr, en su modelo atómico, habla de órbitas; pero el modelo mecano-cuántico actual habla de orbitales, ¿cuál es la diferencia?
  • Órbita: cada una de las trayectorias descrita por los electrones alrededor del núcleo.
  • Orbital: región del espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad de encontrar un electrón.


3-Números cuánticos
        En el modelo mecano-cuántico actual se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo de Böhr, pero cambia su significado físico (orbitales).
Los números cuánticos se utilizan para describir el comportamiento de los electrones dentreo del átomo. Hay cuatro números cuánticos:
  • Principal (n): energía del electrón, toma valores del 1 al 7.
  • Secundario/ azimutal (l): subnivel de energía, sus valores son (n-1).
  • Magnético (m): orientación en el espacio, sus valores van del -l a +l.
  • Espín (s): sentido del giro del electrón sobre su propio eje, sus valores son el -1/2 y +1/2.

Además, el principio de exclusión de Pauli (1925) decía que en un átomo no puede haber más de dos electrones con los mismos números cuánticos.  

 


4-Configuraciones elctrónicas
        La configuración electrónica o estructura electrónica es la distribución de los electrones de un átomo en sus distintos niveles y orbitales alrededor del núcleo.
La configuración electrónica es la del estado fundamental (mínima energía), y la configuración electrónica excitada es la del estado excitado (máxima energía).
Diagrama de Moeller:


      Modelo atómico de Dalton
       En 1808 Dalton formuló su teoría atómica, teoría que rompía con todas las ideas tradicionales (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. Los postulados básicos de esta teoría son:
  -La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos.
  -Los átomos son partículas muy pequeñas y no se pueden ver a simple vista.
  -Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, igual masa e iguales propiedades.
  -Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
  -Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
  -En las reacciones químicas los átomos se separan o se unen; pero ningún átomo se crea ni se destruye, y ningún átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento.
Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo
 


 Modelo atómico de Thomson
        Tras el descubrimiento del electrón (descubierto por Thomson en el año 1897; véase partículas subatómicas),  en 1898 Thomson propuso un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia de dicha partícula subatómica.
Su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo, y que el conjunto era eléctricamente neutro.
El modelo de Thomson era parecido a un pastel de frutas: los electrones estaban incrustados en una masa esférica de carga positiva. La carga  negativa total de los electrones era la misma que la carga total positiva de la esfera, por lo que dedujo que el átomo era neutro.
        Thomson también explicó la formación de iones, tanto positivos como negativos.
Cuando el átomo pierde algún electrón, la estructura queda positiva y se forman iones positivos; pero si el átomo gana algún electrón, la estructura queda negativa y se forman iones negativos.
 


     Modelo atómico de Rutherford
        Tras el descubrimiento del protón (descubrimiento en el que Rutherford contribuyó; véase Partículas subatómicas), Rutherford formuló su modelo atómico.
        En 1911, Rutherford empleó las partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia (experimento de la lámina de oro; véase columna izquierda, 1). A partir de ese experimento dedujo que:
  • La mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin desviarse (99,9%).
  • Algunas partículas se desvían (0,1%).

Al ver que no se cumplía el modelo propuesto por Thomson, Rutherford formuló el modelo nuclear del átomo. Según este modelo, el átomo está formado por un núcleo y una corteza:

  • Núcleo: aquí se concentra casi la totalidad de la masa del átomo, y tiene carga positiva.
  • Corteza: está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares (sistema solar en miniatura)

Así mismo, también dijo que la materia es neutra, ya que la carga positiva del núcleo y la negativa de la corteza se neutralizan entre sí.

Rutherford dedujo que:

  • La materia está casi vacía; el núcleo es 100.000 veces más pequeño que el radio del átomo.
  • La mayoría de las partículas alfa no se desvían porque pasan por la corteza, y no por el núcleo.
  • Las que pasan cerca del núcleo se desvían porque son repelidas.
  • Cuando el átomo suelta electrones, el átomo se queda con carga negativa, convirtiéndose en un ión negativo; pero si, por el contrario, el átomo gana electrones, la estructura será positiva y el átomo se convertirá en un ión negativo.
  • El átomo es estable.


    Modelo atómico de Böhr
        Tras el descubrimiento del neutrón (véase partículas subatómicas), en 1913 Böhr intentó mejorar el modelo atómico de Rutherford aplicando las ideas cuánticas de Planc (véase Teoría cuántica) a su modelo. Para realizar su modelo atómico se valió del átomo de hidrógeno; describió el átomo de hidrógeno con un protón como núcleo y con un electrón girando a su alrededor.Las nuevas ideas sobre la cuantización de la energía son las siguientes:
  • El átomo está cuantizado, ya que solo puede poseer unas pocas y determinadas energías.
  • El electrón gira en unas órbitas circulares alrededor del núcleo, y cada órbita es un estado estacionario que va asociado a un numero natural, "n" (núm. cuántico principal), y toma valores del 1 al 7.
  • Así mismo, cada nivel "n" está formado por distintos subniveles, "l". Y a su vez, éstos se desdoblan en otros (efecto Zeeman), "m". Y por último, hay un cuarto núm. cuántico que se refiere al sentido, "s".
  • Los niveles de energía permitidos son múltiplos de la constante de planck.
  • Cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro, se absorve o se emite energía. Cuando el electrón está en n=1 se dice que está en el nivel fundamental (nivel de mínima energía); al cambiar de nivel el electrón absorve energía y pasa a llamarse electrón excitado.

Böhr situó a los electrones en lugares exactos del espacio. 

Es el modelo planetario de Böhr.


Modelo mecano-cuántico
        Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrodinger. Aspectos característicos:
  • Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.
  • Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio.

Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas.

Así establecieron el concepto de orbital (véase columna izquierda, 2), región del espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.

Características de los orbitales:

  • La energía está cuantizada.
  • Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad.
  • Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor.

El comportamiento de los elctrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos (véase columna izquierda, 3).

Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica (véase columna izquierda, 4) de su distribución.

        Y por último, dada la cantidad de elementos, se necesitaba una clasificación. Hoy en día se utiliza la Tabla Periódica, aunque le precedieron muchos otras propuestas. En la Tabla Periódica los elementos se clasifican según el número atómico.