MODELOS ATÓMICOS

MODELOS
ATÓMICOS
REALIZADO POR:
NICOLÁS CASTELLANO SUÁREZ.
Nº2, 4ºesoB
Física y Química
2
Índice:
Introducción…………………………………………………………………………………..3
Modelo atómico de Dalton…………………………………………………………………..4
Modelo atómico de Thomson……………………………………………………………….5
Modelo atómico de Rutherford……………………………………………………………..6
Núcleo y corteza de los átomos…………………………………………………………….8
Interacción luz-materia………………………………………………………………………9
Espectros atómicos…………………………………………………………………………..9
Modelo atómico de Bohr……………………………………………….…………………...11
Modelo actual, cuántico-ondulatorio……………………………………….……………..13
Principio de exclusión de Pauli……………………………………………………………15
Principio de máxima multiplicidad de Hund……………………………………………...15
3
INTRODUCCIÓN:
La química es la ciencia que estudia la constitución, propiedades y transformaciones que sufre la
materia.
Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida
indefinidamente o si llegaría a un punto que tales partículas fueran indivisibles. Es así, como
Demócrito formula la teoría de que la materia se compone de partículas indivisibles, a las que
llamó átomos (del griego átomo "sin división" o "indivisible")
Para entender como era el comportamiento de la materia se diseñaron modelos atómicos cada
vez más aceptables por la sociedad científica.
La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los
descubrimientos realizados en el campo de la física y la química.
MODELOS ATÓMICOS propuestos por los científicos de diferentes épocas:
DALTON
THOMSON
RUTHERFORD
BOHR
MECÁNICA
CUÁNTICA
4
Modelo atómico de Dalton (1800):
Dalton reunió todas las ideas recogidas por los atomistas de
la Antigua Grecia, las leyes ponderales, es decir, las leyes
relacionadas con la masa, como la de Lavoisier, que enuncia
que la materia ni se crea ni se destruye, solo se transforma,
y la de Proust que consiste en la composición centesimal y
las leyes volumétricas (Gay-Lussac, Charles, Boyle Mariotte,
Gases idelales) y formuló su modelo atómico a partir de
estas fuentes de información. Sus postulados fueron:
-Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales independientes,
inalterables e indivisibles.
-Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades.
-Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.
-Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los correspondientes elementos, en
base a una relación de números enteros sencillas.
-En las reacciones químicas los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen
para formar nuevos compuestos.
X Este modelo tuvo que ser reformado ya que no recogía las ideas sobre la electricidad en los
átomos suponiendo que contenían partículas cargadas. Además de que los átomos se pueden
dividir y alterar.
5
Modelo atómico de Thomson (1904):
Existió el modelo de Dalton hasta que Thomson, alumno del
mismo, se dio cuenta de que no recogía la idea de la
electricidad del átomo. Gracias a ciertos experimentos y
experiencias posteriores de Thomson, se permitió descubrir la
relación entre la carga y la masa de los electrones (bautizados
así, por G. Stoney, en 1891, que concretó que debían ser
componentes básicos de cualquier átomo).
En 1909 Millikan obtuvo experimentalmente el valor de su carga
eléctrica, y pudo calcular su masa.
Por lo tanto, se enuncia que:
-El átomo es divisible y está formado por partículas negativas (electrones) y positivas (protones).
-Su estructura es una esfera maciza de electricidad positiva, en cuya superficie tiene incrustado
los electrones en número suficiente para que en conjunto resulte neutro, (Pastel de guindas).
=
X Todo encajaba hasta que las consecuencias derivadas del experimento de Rutherford obligaron
a desestimarlo.
6
Modelo atómico de Rutherford (1911):
Rutherford intenta demostrar el modelo atómico de Thomson
y para ello realiza un experimento:
Busca una lámina de oro (lo más fino que se conocía en aquella época) y
luego en un bloque de plomo introdujo rayos alfa; al salir los rayos, se
encontrarían una lámina de oro que a su vez estaba rodeado por detectores de
rayos alfa. Él esperaba que rebotaran en la lámina para así poder explicar el
modelo de un átomo sólido, pero al contrario, la gran mayoría de los rayos
fueron detectados detrás de la lámina, es decir, en vez de rebotar, atravesaban
la lámina de oro, algunas se desviaban claramente e incluso unas pocas
rebotaban en la lámina.
7
El modelo atómico de Thomson debía ser reformado, ya que este experimento demostraba que:
- Se supone que la materia está prácticamente “hueca”, pues la mayor parte de las partículas alfa
la atraviesan sin desviarse.
-Deduce que las partículas alfa rebotan debido a las repulsiones electroestáticas que sufren al
pasar cerca de las cargas positivas. Ya que esto ocurre muy raramente, es preciso que dichas
cargas ocupen un espacio muy pequeño en el interior del átomo, al cual denomina núcleo; éste
constituye la parte positiva del átomo y contiene casi toda su masa.
-Postula la existencia de partículas neutras en el núcleo para evitar la inestabilidad por repulsión
entre los protones.
-Sugiere que los electrones deben moverse alrededor del núcleo a fin de que su giro compense la
fuerza electroestática de atracción entre cargas de signos contrarios.
Este modelo tenía dos limitaciones principales:
X Según la teoría electromagnética los electrones que giran alrededor del núcleo debían emitir
energía en forma de ondas electromagnéticas, que obtendrían de su energía cinética. Tras un
tiempo ésta terminaría por agotarse, cayendo los electrones sobre el núcleo, cosa que no ocurre.
X Este modelo no es capaz de explicar las bandas discontinuas de absorción o emisión de los
espectros atómicos.
Este modelo que se denominó planetario se desechó pronto pues sus dificultades son claras: es
energéticamente continuo e inestable.
8
NUCLEO Y CORTEZA DE LOS ÁTOMOS:
Es preciso que existiese otro tipo de partículas de masa similar a la del protón, pero sin carga.
Chadwick en 1932 probó a bombardear átomos de berilio con partículas alfa y observó que se
desprendía cierta radiación. Al estudiarla comprobó que estaba formada por partículas neutras de
masa ligeramente superior a la del protón. Había descubierto los neutrones.
Se completa así la estructura atómica: núcleo positivo, en donde se hallan los protones y
neutrones, y una zona cortical por donde giran los electrones.
NEUTRÓN
PROTÓN
ELECTRÓN
Dos conceptos que caracterizan a los núcleos atómicos son:
(Z) – número atómico (indica el número de protones que hay en el núcleo de un átomo. Coincide
con el número de electrones si el átomo es neutro.
(A) – número másico (indica el número de protones y neutrones del núcleo atómico. Representa
la práctica totalidad de masa que tiene un átomo)
Si se trata de un ión positivo (CATIÓN) es que ha perdido tantos electrones como indica la carga
del ión, pues representa la carga neta del átomo obtenida al hacer el balance entre las cargas
positivas de los protones y las negativas de los electrones.
Si se trata de ión negativo (ANIÓN) es que ha ganado tantos electrones como indica la carga
iónica, pues representa el exceso de carga negativa sobre las positivas de los protones existentes.
9
Thomson, experimentando con iones de gas Neón, observó que las masas de esos iones eran en
algunos casos diferentes entre sí.
Se denominan isótopos los átomos del mismo elemento que presentan diferente contenido en
neutrones, y por ello distinto número másico (A).
En los 90 elementos que se encuentran en la naturaleza se observan 280 isótopos que se
denominan por ello isótopos naturales. En cambio existen unos 2000 isótopos artificiales.
INTERACCIÓN LUZ-MATERIA:
La luz es una onda electromagnética que tiene asociada una serie de parámetros:
-Longitud de onda (distancia entre vibraciones consecutivas)
-Frecuencia (número de oscilaciones en un segundo)
Cuando se ilumina la materia con radiación electromagnética, los átomos que la componen
pueden absorber y posteriormente emitir ciertas longitudes de ondas (o frecuencias en relación
con su estructura interna) apareciendo una serie de colores diferentes que llamamos espectro.
ESPECTROS ATÓMICOS:
-Si estimulamos sustancias en estado gaseoso mediante calentamiento o descargas eléctricas,
podemos ser capaces de conseguir que emitan radiaciones electromagnéticas. Emiten espectros
discontinuos (sólo presentan unas rayas definidas). Al descomponer y recogerla en un diagrama
obtenemos su espectro de emisión.
-Si lo que hacemos es pasar luz a través del gas éste capta parte de ella y al analizar la radiación
no captada se obtiene su espectro de absorción.
10
Cada átomo solo emite o absorbe radiación de determinadas frecuencias, se trata en este caso de
espectros discontinuos.
Todo elemento químico excitado de la forma indicada emite siempre las mismas rayas, cuyas
frecuencias son características de él y sirven para identificarlo.
El espectro atómico que primero se interpretó fue el del átomo de hidrógeno (el átomo más
simple).
11
Modelo atómico de Bohr (1913):
Los espectros atómicos obtenidos experimentalmente
sugerían la existencia de ciertos estados energéticos de los
átomos, de manera que los electrones tendrían diferentes
energías según el nivel energético en el que se encontrasen.
Bohr propuso un nuevo modelo atómico que tenía en cuenta
la existencia de dichos niveles energéticos y solucionaba las
limitaciones de Rutherford. Este modelo supone que los
electrones de los átomos solo pueden encontrarse en ciertos
estados en los que mantienen una energía fija y determinada.
Bohr pensaba que estos niveles de energía están
relacionados con el movimiento del electrón al describir
órbitas alrededor del núcleo.
Para explicar los espectros atómicos, Bohr utiliza las ideas
cuánticas de Planck y Einstein, y supone en su modelo que los electrones pueden pasar de un
nivel energético a otro mediante la absorción o emisión de un fotón, con una energía igual a la
diferencia energética entre ambos niveles.
Cuando todos los electrones ocupan los niveles de menor energía posible se dice que se hallan
en estado fundamental. Si se trasmite energía al átomo, uno o varios electrones toman la
energía necesaria para pasar a otro nivel superior, lo que se llama estado excitado del átomo.
Las líneas observadas en los experimentos de espectros atómicos recogen los fotones emitidos
en estos tránsitos internivélicos. A cada nivel energético se le asigna un número cuántico,
simbolizado por la letra n, de manera que el más bajo es el n=1.
12
Los postulados de Bohr aplicables solo al hidrógeno son:
-Los electrones giran en órbitas circulares en torno al núcleo por causa de la atracción eléctrica
protón-electrón.
-El electrón no puede situarse a cualquier distancia del núcleo, sino que debe ocupar niveles
energéticos u órbitas predeterminadas (permitidas). Estos niveles se designan como n=1,2,3… Y
no existen otros niveles entre las órbitas.
-Mientras el electrón se mueve en su órbita no pierde energía. Si pasa de una órbita externa o otra
más interna desprende energía; la misma que absorbe para la transición contraria, de la interna a
la externa. Esta energía está en forma de fotón.
X Todo esto Bohr solo lo aplicó con el átomo más simple (H) y no fue aplicable a otros átomos
polielectrónicos.
Varios experimentos y estudios de muchos científicos dieron lugar al último modelo atómico que
conocemos, el Cuántico-Ondulatorio (modelo orbital).
·Sommerfeld introduce una corrección a este modelo e indica que las órbitas debían
ser elípticas y no circulares.
13
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.
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 cuantizadas.
Este modelo estaría basado en:
-Se amplía el número de niveles energéticos considerando subniveles dentro de cada nivel donde
cabe un número de electrones determinado.
n=1 (2e-)
n=2 (8e-)
n=3 (18e-)
n=4 (32e-)
-Los electrones de cada subnivel se sitúan en zonas denominadas orbitales. Hay cuatro tipos:
s
2e-
p
6e-
d
10e-
f
14e-
14
Los números cuánticos son los valores que caracterizan:
·la energía.
·la posición.
·el comportamiento frente a campos magnéticos.
·el giro del electrón.
n
principal)
-
e
nivel energético (número cuántico
l
subnivel (forma del orbital)
tiene 4 números cuánticos
m
desdoblamiento del suborbital en
presencia de campos magnéticos)
s
Spin (el giro del electrón)
- (número cuántico principal)
n = 1, 2, 3, 4,5
- (número cuántico secundario)
l= 0, …, n-1 (depende de n)
-(número cuántico magnético)
m= -l…0…l (depende de l)
-(número cuántico spin)
s= ½ ,- ½
15
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.
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.
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.