Introducción

En este trabajo encontraras una investigación sobre la evolución de los modelos atómico, desde el modelo de Dalton hasta el modelo actual, a la vez saber cómo se construyeron, así mismo la importancia y las limitaciones de cada modelo y teoría atómicas.

En esta investigación también encontraras en donde se basado , sus experimentos y las críticas de cada modelos atómicos

Para comprender nuestro mundo material a la que no es posible acceder por observación directa, y permite que explicar las propiedades de las diversas sustancias.

Índice

1. Planteamiento de la investigación1.1.Teoría atómica de Dalton ………………………………………………………………… 21.2.Modelo atómico de Thompson………………………………………………………… 41.3.Modelo atómico de Rutherford……………………………………………………….. 6

1.3.1 El experimento de Rutherford…………………………………………………. 7 1.3.2 Limitaciones del modelo atómico de Rutherford……………………. 9

1.4.Modelo de atómico de Bohr…………………………………………………………….. 91.4.1 Limitaciones del modelo de Bohr…………………………………………… 13

1.5.Modelo atómico de Sommerfeld …………………………………………………… 131.6.Modelo atómico de Schrödinger ……………………………………………………. 14

1.6.1. Solución de la ecuación de Schrödinger…………………………………. 151.6.2. Limitaciones del modelo de Schrödinger………………………………… 16

1.7.Modelo Actual, Cuántico-Ondulatorio…………………………………………….. 171.7.1 Principio de exclusión de Pauli……………………………………………… 201.7.2. Principio de máxima multiplicidad de Hund………………………….. 20

2. Conclusiones………………………………………………………………………………………… 21

3. Referencias………………………………………………………………………………………….. 22

1

1.1 Teoría atómica de Dalton

John Dalton elaboro la primera teoría atómica basándose en las primeras ideas por los atomistas de la antigua Grecia, las leyes ponderales con la masa, como la de Lavoisier. Solo se transforma, y la de Proust que consiste en la composición centesimal las leyes volumétricas (Gay-Lussac, Charles, Boyle Mariotte, Gases ideales) y formulo su modelo atómico a partir de estas fuentes de información. Los postulados de sus teorías son los siguientes;

Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales independientes, inalterables e indivisible.

Los átomos de unos mismos elementos son iguales en masa y en el resto de propiedades.

Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades

Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los correspondientes elementos según una relación sencilla y constante

En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos.

Estas ideas de Dalton suponen el primer modelo teórico para explicar la química moderna. El principal argumento sobre la validez de la teoría atómica de Dalton era que permitía interpretar de forma lógica todas las leyes ponderales. Limitaciones de la teoría:

No hablaba de la estructura del átomo. No se conocían el electrón, núcleo, protones

2

Las ideas de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isotopos( Dalton lo desconocía)

Tampoco se hablaba de cargar eléctricas y no podía explicar las experiencias de electrolisis o la pila de volta

Igualmente, cuando se combinan en reacciones nucleares que rompen o transmutan los átomos. Dalton no podía conocer estos avances

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.

3

1.2 Modelo atómico de Thompson

El físico Thomson demostró que en las descargas en las descargas eléctricas en gases se producían partículas con cargas eléctricas negativa que eran idénticas para cualquier gas. Thomson denomino a estas partículas electrones y concluyo que el electrón era un constituyente fundamental del átomo

Thomson propuso un modelo de átomo formado por unas partículas con cargas eléctrica negativa (electrones), inmerso en un fluido de cargar

4

eléctrica positiva, que daba como resultado un átomo eléctricamente neutro. Este modelo es coherente con los experimentos de tubos de descarga visto antes.

El descubrimiento del electrón indicaba que el átomo no es indivisible y que está constituido por partículas subatómicas, algunas con carga eléctrica. Aún ahí, las consecuencias derivadas del experimento de Rutherford, explicado en el próximo apartado, obligaron a desestimarlo

El modelo de Thompson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los siguientes fenómenos:

La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el responsable de su carga negativa o positiva

La formación de iones: Un ion es un mismo átomo que ha ganado o perdido uno o más electrones: los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número de protones es fijo siempre para cada átomo; Si un átomo pierde uno o más electrones adquiere carga neta positiva (catión) y si gana uno o más electrones adquiere carga neta (anión)

Thomson estudió los electrones en un tubo de vacío, precursor del tubo de televisión, que estaba formado por un filamento que, al calentarse con un circuito auxiliar, emite electrones por efecto termoiónico. Los electrones emitidos se aceleran hacia un ánodo perforado mediante una gran ddp y se hacen chocar sobre una pantalla de sulfuro de cinc o cualquier otra sustancia fluorescente.

5

1.3 Modelo atómico de Rutherford

Rutherford realiza en 1911 un experimento crucial con el que trataba de comprobar la validez del modelo atómico de Thomson.

El Modelo Atómico de Rutherford quedó constituido por:

Todo átomo está formado por un núcleo y corteza. El núcleo, muy pesado, donde se concentra casi toda la masa atómica y

de muy pequeño volumen, formado por un número de protones igual al número atómico y de neutrones igual a la diferencia entre la masa atómica y el número atómico,

La corteza está formada por los electrones orbitando alrededor del núcleo.

Existe un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza. 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.

Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de cargas positivas (Z) igual al de electrones de la corteza.

6

Girando alrededor en distintas órbitas circulares o elípticas, un número de electrones igual a de protones.

Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de modo que su fuerza centrífuga es igual a la atracción electrostática, pero de sentido contrario.

Masa del neutrón masa del protón

1.3.1 El experimento de Rutherford:

El científico Ernst Rutherford investigó las propiedades de las sustancias radiactivas, y en particular, la naturaleza de las partículas alfa, que se obtienen de las desintegraciones radioactivas. A fin de obtener información acerca de la estructura de los átomos, propone un experimento consistente en bombardear con partículas alfa una lámina de oro. En 1911, E. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa, procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad.

Rutherford esperaba que las partículas alfa, atravesaran la lámina con facilidad, ya que tendrían la carga positiva uniformemente distribuida, como decía el modelo postulado por Thomson.

Observó que eso era lo que sucedía para la mayor parte de dichas partículas, pero, para su sorpresa, algunas se desviaban e incluso unas pocas rebotaban en la lámina.

7

Resultando que:

La mayor parte de las partículas atravesaban la lámina de oro sin sufrir ninguna desviación.

Muy pocas (una de cada 10.000 aproximadamente) se desviaba un ángulo mayor de 10 0 (trazo a rayas)

En rarísimas ocasiones las partículas rebotaban (líneas de puntos)

Las conclusiones a las que llegó Rutherford fueron:

Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto no deberían observarse desviaciones ni rebotes de las partículas incidentes. Éstas atravesarían limpiamente los átomos sin desviarse.

Para que las partículas se desvíen deben encontrar en su trayectoria una zona (núcleo) en la que se concentre carga de signo positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de las partículas

8

1.3.2 Limitaciones del modelo atómico de Rutherford

Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros:

Según las teorías clásicas del electromagnetismo (teoría electromagnética de Maxwell, ya probada experimentalmente) al ser el electrón una partícula, cargada en movimiento debe emitir radiación constante (ondas electromagnéticas) y por tanto, perder energía.

Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable (colapsaría)

El modelo de Rutherford no explicaba los espectros atómicos.

Era conocida la hipótesis de Planck que no era tenida en cuenta.

Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, también los cálculos

1.4 Modelo de atómico de Bohr

El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales.

Para evitar esto, Bohr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones que sí coincidían con los dato experimentales; (es decir, la justificación experimental de este modelo es a “posteriori”).

Primer postulado

El electrón se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo, baja la influencia de una atracción coulombiana, obedeciendo las Leyes de la Mecánica Clásica.

9

Segundo postulado

El electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo. Sólo son posibles algunas órbitas que vienen definidas por los valores posibles para un parámetro que se denomina número cuántico principal, n. En donde su “momentum angular orbital”, L es un múltiplo entero de la constante de Planck, Es decir, L = n con n = 1,2,…

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:

Ea - Eb = h×f

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). La frecuencia (el color) de la radiación tiene que cumplir la ecuación anterior

10

Cuarto postulado

Un átomo daría energía (un fotón), cuando el electrón cambia discontinuamente de una órbita permitida con energía total Ei, a otra órbita permitida con energía total Ef., ; siendo la frecuencia del fotón, ν , tal que:

La deducción teórica de la ecuación de Rydberg vino de mano de Bohr, que propuso un modelo atómico idéntico al de Rutherford, pero en el que el electrón solo puede girar en unas órbitas estacionarias, donde no emite energía, y que son aquellas en las que el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π.

11

Donde n es un número entero que toma valores 1, 2, 3 ... e indica la órbita y se llama número cuántico principal.

Las transiciones electrónicas se producen absorbiendo y luego emitiendo un fotón de energía igual a la diferencia de energía entre los niveles y dan lugar a los espectros discontinuos. Así por ejemplo en el átomo de hidrógeno, que tiene un protón en su núcleo y un electrón, el electrón estará girando en el nivel n=1, que es el nivel de menor energía.

Sin embargo podemos comunicar una energía a ese electrón y excitarlo, por ejemplo calentándolo, iluminándolo o estableciendo una ddp y en ese caso la energía que adquiere

el electrón le hará saltar hasta una órbita más externa.

En la figura se muestra como un fotón excita al electrón, que inicialmente se encuentra en el nivel más bajo de energía, y lo manda hasta el nivel 4. Posteriormente vuelve a su estado fundamental emitiendo un fotón correspondiente a la serie Balmer y otro a la serie Lyman.

La energía de los fotones es igual a la diferencia de energía entre los niveles entre los que salta:

12

Por ejemplo, el salto que se muestra en la figura, correspondiente a la segunda raya de la serie Balmer, corresponde a un fotón de:

1.4.2 Limitaciones del modelo de Bohr:

No justifica el postulado de cuantización del momento angular.

1.5 MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD.

El modelo de Bohr explicaba el espectro del átomo de hidrógeno pero no el de los demás átomos con más electrones, donde aparecían rayas desdobladas, indicando que los niveles estaban desdoblados.

Sommerfeld resolvió el problema diciendo que las órbitas podían ser circulares y elípticas y que los desdoblamientos de las rayas se debían a que los niveles estaban desdoblados en subniveles con órbitas con distintas excentricidades, introduciendo así el número cuántico secundario (l) para designar el subnivel y que toma valores desde 0 hasta n-1, así:

13

De esta forma se explica el desdoblamiento de las rayas espectrales. Por ejemplo, cuando el electrón se excite y salte hasta el nivel n=3 puede alojarse en cualquiera de los tres subniveles (s, p y d) que tiene, así que cuando vuelva a su estado inicial podrá emitir tres fotones de energía muy parecida, pero distinta y por eso en el espectro aparecen tres rayas muy juntas:

1.6. Modelo atómico de Schrödinger

El modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenarle. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.

El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas cuasipuntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en una región.

14

Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de movimiento no pueden conocerse simultáneamente, por el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no está determinado por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y su distribución de probabilidad.

El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisión espectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El modelo también predice adecuadamente la modificación de los niveles energéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico (efecto Zeeman y efecto Stark respectivamente). Además, con ciertas modificaciones semiheurísticas el modelo explica el enlace químico y la estabilidad de las moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en los niveles energéticos puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, pero donde el electrón es descrito mediante la ecuación relativista de Dirac en lugar de mediante la ecuación de Schrödinger. El átomo reside en su propio eje.

Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a una confusión ya que no explica la estructura completa del átomo. El modelo de Schrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interacción con la estructura electrónica de otros átomos, pero no explica como es el núcleo atómico ni su estabilidad.

1.6.1 Solución de la ecuación de Schrödinger

Las soluciones estacionarias de la ecuación de Schrödinger en un campo central electrostático, están caracterizadas por tres números cuánticos (n, l, m) que a su vez están relacionados con lo que en el caso clásico corresponderían a las tres integrales del movimiento independientes de una partícula en un campo central. Estas soluciones o funciones de onda normalizadas vienen dadas en coordenadas esféricas por:

15

1.6.2 Limitaciones del modelo de Schrödinger

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 por qué 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.

Cuando se considera un átomo de hidrógeno los dos primeros aspectos pueden corregirse añadiendo términos correctivos al hamiltoniano atómico

16

1.7 Modelo Actual, Cuántico-Ondulatorio:

En la actualidad se admite que el movimiento del electrón no puede delimitarse a unas órbitas sencillas y definidas, sino que el electrón en su movimiento alrededor del núcleo puede ocupar todo el espacio que rodea al núcleo de forma que no describe una órbita fija, sino variable aunque existen alrededor del núcleo unas zonas determinadas donde es más probable que el electrón se encuentre, a esa zona se le denomina orbital.

17

Por tanto actualmente se considera que el electrón ya no es una partícula definida en un lugar determinado, sino que se convierte en una distribución de carga denominada nube de carga, que presenta una simetría central repartida en un espacio inmediato que rodea al núcleo, teniendo la zona de mayor densidad la mayor probabilidad de encontrar al electrón, son los denominados orbitales electrónicos/atómicos.

En la corteza atómica solo son posibles ciertos orbitales y ciertas energías. La solución a través de las ecuaciones de onda nos indica que la energía y posición del electrón en el átomo se encuentran cuantiadas.

18

Este modelo estaría basado en:

19

1.7.1. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI:

En un átomo no pueden existir dos electrones con los 4 mismos números cuánticos. Como cada orbital se encuentra definido por los tres primeros números cuánticos solo podrán existir en cada uno de dichos orbitales dos electrones que tendrán sus spines opuestos en cuyo caso diremos que los electrones están apareados.

1.7.2. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND:

La posición de los electrones dentro de un orbital es tal que sus spines sean lo más desapareados posibles, es decir, cuando hay orbitales vacíos de la misma energía, los electrones los ocupa de forma que el spin permanezca constante.

20

Los cambios o modificaciones en este modelo atómico serán mínimos ya que tiene una gran base matemática y no se centra tanto en la observación cómo los modelos anteriores.

21

Conclusiones

Al término de este trabajo comprendemos que toda la materia está formada por átomos. Las partículas que forman los elementos son átomos del mismo número atómico, y las de los compuestos están formadas por átomos de elementos diferentes.

Que los átomos están constituidos por protones y neutrones en el núcleo y por electrones girando alrededor en la corteza.

Que a lo largo de la historia se han propuesto diversos modelos atómicos para explicar la constitución y estructura de los átomos, entre ellos los de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld y Schrödinger

Que cada modelo atómico se perfecciona y todavía los científicos siguen trabajando.

22

Referencias

http://www.liceoagb.es/quimiorg/

http://ozonocentrodeestudios.files.wordpress.com/2012/10/tema-2-q2-teoria-i.pdf

http://fisica.universidadlaboralab.es/wordpress/wp-content/uploads/2008/12/modelos_atomicos.pdf

http://gybugandofisica.scienceontheweb.net/Materiales/Modelos%20Atomicos_gybu_estudiantes_2ddp.pdf

Química I; Chang

Química General. Gordon m. Barrow

23