Modelos Atómicos

Modelos Atómicos

Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades. Han sido varios los científicos que a lo largo de la historia han desarrollado sus modelos atómicos. Entre los cuales caben señalar los siguientes:

John Dalton

John Dalton se basó en el estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico y de otros gases para proponer su teoría atómica.Se basó en los siguientes enunciados:

• Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales separadas e indestructibles.

• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.

• Los átomos de los distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.

• Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Los «átomos» de un determinado compuesto son a su vez idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.

Modelo Atómico

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

Limitaciones

La conclusión experimental de GAY-LUSSAC de que un volumen de cloro se une con un volumen de hidrógeno para dar lugar a dos volúmenes de cloruro de hidrógeno llevó a Dalton a suponer que en los volúmenes iguales de cloro y de hidrógeno debían existir igual número de átomos.Al imaginar que estos elementos se unen átomo a átomo, formarán un mismo número de “átomos” de cloruro de hidrógeno, al ser estos «átomos» indivisibles, debían ocupar, en cambio, un volumen doble según los resultados de Gay Lussac

La hipótesis de que en volúmenes iguales de gases debían existir igual número de “átomos” tuvo Dalton que descartarla llegando a la conclusión de que los resultados de Gay-Lussac eran inexactos.Por el contrario, si la ley de Gay-Lussac era cierta estaba en contradicción con los postulados de Dalton y su teoría atómica

Limitaciones

J.J Thomson

Joseph Thomson mediante un estudio cuidadoso de la desviación de los rayos catódicos demostró en 1897 que los rayos estaban formados por una corriente de partículas cargadas negativamente, que llamó electrones. Partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento presentó algunas hipótesis en 1898 y 1904, intentando justificar dos hechos:

1. La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.

2. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.

Modelo AtómicoEl modelo atómico de Thomson consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

Limitaciones

Los experimentos de los rayos catódicos habían probado que los átomos no eran indivisibles tal y como lo había propuesto Dalton, y que habían partículas más pequeñas que el átomo y de carga negativa.Tomando en cuenta que se sabía que el átomo era neutro, Thomson propuso su modelo para el átomo de acuerdo con este criterio.Sin embargo, el modelo atómico de Thomson fuer rebatido tras el experimento de Rutehrford, en donde se descubrió el núcleo del átomo.

ERNEST RUTHERFORD

La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc.El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.

Modelo AtómicoEl modelo atómico de Rutherford consistía en:

• El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.

• Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza está formada por los electrones que tenga el átomo.

• Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.

• El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo.

Limitaciones

Éste modelo estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética. Por lo que el electrón perdería energía y caería hacia el núcleo con una trayectoria de espiral, lo que no sucede con la experiencia.

Niels Bohr

Bohr aplicaba la hipótesis cuántica de Planck en 1900. Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.

Modelo Atómico•El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.• Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.• En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.• Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero deh/2 · 3.14

Limitaciones

El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores. Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón.

Erwin Schrödinger

El físico austriaco Erwin Schrödinger se basó en la hipótesis de L. De Broglie y consideró que el movimiento del electrón es análogo a un sistema de ondas estacionarias. Propuso una ecuación de onda aplicable al átomo de hidrógeno, designada por el símbolo y, llamada función de onda, es función de las coordenadas cartesianas x, y, z; E y V.

Modelo Atómico

En la teoría cuántica del átomo, un electrón no está limitado a una órbita, sino que es libre para moverse en las tres dimensiones, en una nube de probabilidad que tiene una determinada forma en el espacio. Cada nivel de energía posee uno o más subniveles de energía. El primer nivel de energía principal, n =1, posee un subnivel; el segundo posee dos, el tercero tres y así sucesivamente.

Un electrón en un subnivel de energía dado se mueve aunque la mayor parte del tiempo se encuentra en una región del espacio más o menos definida, llamada orbital. Los orbitales se nombran igual que su subnivel de energía correspondiente.

Modelo Atómico

Limitaciones

Si bien el modelo de Schrödinger describe adecuadamente la estructura electrónica de los átomos, resulta incompleto en otros aspectos:

• El modelo de Schrödinger en su formulación original no tiene en cuenta el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo de Schrödinger-Pauli.

• El modelo de Schrödinger ignora los efectos relativistas de los electrones rápidos, esta deficiencia es corregida por la ecuación de Dirac que además incorpora la descripción del espín electrónico.

• El modelo de Schrödinger si bien predice razonablemente bien los niveles energéticos, por sí mismo no explica porqué un electrón en un estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno libre. Esto fue explicado por primera vez por la electrodinámica cuántica y es un efecto de la energía del punto cero del vacío cuántico.

Limitaciones