Modelos Atómicos

Modelos Atómicos
John Dalton
1808
Durante el s.XVIII y principios
del XIX algunos científicos
habían investigado distintos
aspectos de las reacciones
químicas, obteniendo las
llamadas leyes clásicas de la
Química.
1. La materia está formada por minúsculas
partículas indivisibles e indestructibles llamadas
átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se
distinguen por su masa y sus propiedades. Todos
los átomos de un elemento poseen las mismas
propiedades químicas. Los átomos de elementos
distintos tienen propiedades diferentes.
3. Los compuestos se forman al combinarse los
átomos de dos o más elementos en proporciones
fijas y sencillas. De modo que en un compuesto
los de átomos de cada tipo están en una relación
de números enteros (H2O)
4. En las reacciones químicas, los átomos se
intercambian de una a otra sustancia, pero
ningún átomo de un elemento desaparece ni se
transforma en un átomo de otro elemento.
Demostró que dentro de los
átomos hay unas partículas
diminutas, con carga eléctrica
negativa, a las que se llamó
electrones.
J.J.
Thomson
1897
Puesto que los átomos son neutros, además de
los electrones, deberían tener algo más con carga
positiva para compensar a la negativa de los
electrones.
Thomson pensó que “los átomos deberían ser
una esfera de materia cargada positivamente, en
cuyo interior estaban incrustados los electrones,
de la misma forma que las pasas en un
bizcocho”. Por ese motivo a este modelo se
conoce también como el pastel de pasas
Demostró que los átomos no
eran macizos, como se creía,
sino que están vacíos en su
mayor parte y en su centro hay
un diminuto núcleo
E.
Rutherford
1911
Espectros atómicos
discontinuos originados por la
radiación emitida por los
átomos excitados de los
elementos en estado gaseoso
Niels Bohr
1913
Rutherford, basándose en los resultados
obtenidos en sus experimentos de bombardeo de
láminas delgadas de metales, estableció el
llamado modelo atómico de Rutherford.
1. El átomo está formado por dos partes: núcleo
y corteza.
2. El núcleo es la parte central, de tamaño muy
pequeño, donde se encuentra toda la carga
positiva y, prácticamente, toda la masa del
átomo, es decir los protones y neutrones
3.Girando, a gran distancia, se encuentran los
electrones. Hasta la corteza hay un espacio
vacío, eso explica que la mayor parte de las
partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin
desviarse.
En un átomo en estado normal, al ser neutro,
tiene el mismo número de protones (+) en el
núcleo que de electrones (−) en la corteza
Bohr supuso que el átomo solo puede tener
ciertos niveles de energía definidos.
Bohr establece así, que los electrones solo
pueden girar en ciertas órbitas de radios
determinados. Estas órbitas son estacionarias, en
ellas el electrón no emite energía: la energía
cinética del electrón equilibra exactamente la
atracción electrostática entre las cargas opuestas
de núcleo y electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de
energía correspondientes a esas órbitas, de
acuerdo a las ideas de Plank. Los saltos de los
electrones desde niveles de mayor energía a
otros de menor energía o viceversa suponen,
respectivamente, una emisión o una absorción de
energía electromagnética (fotones de luz) lo que
explica las líneas espectrales.
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también
tuvo que ser abandonado al no poder explicar los
espectros de átomos más complejos. La idea de
que los electrones se mueven alrededor del
núcleo en órbitas definidas tuvo que ser
desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo
están basadas en la mecánica cuántica, que el
propio Bohr contribuyó a desarrollar
Conceptos elementales
Número atómico (Z): Es el número de protones que
tiene un átomo. Este número caracteriza a cada elemento
y lo distingue de los demás, es como si fuera el DNI del
elemento.
En un átomo neutro, como debe haber el mismo número
de cargas positivas (protones) que cargas negativas
(electrones), obviamente el número atómico coincide con
el número de electrones. No obstante el número atómico
no se puede definir como el número de electrones,
porque un átomo puede ganarlos o perderlos con lo que
se transformaría en un ión negativo o positivo,
respectivamente, del mismo elemento
Número másico (A): Es la suma del número de protones
y del número de neutrones de un átomo
Representación de un elemento: Se representa con su
símbolo e indicando como exponente el número de masa
y como subíndice el número atómico.
Hay que hacer notar que algunas veces se suprime el
subíndice, ya que para cada elemento es único y puede
deducirse fácilmente a partir del símbolo del elemento,
pero el exponente al ser el número de masa, sí que hay
que indicarlo para saber de qué isótopo se trata
Isótopos: Se llaman así a los átomos de un mismo
elemento (por tanto tienen el mismo número de
protones), pero que tiene distinto número másico (porque
tienen distinto número de neutrones)
Por ejemplo, el hidrógeno tiene los tres isótopos, que se
escribirían de la siguiente forma: 1H, 2H y 3H. El
número atómico en todos ellos es 1 (Z=1), porque los tres
pertenecen al elemento hidrógeno que tiene 1 protón en
el núcleo de sus átomos. No obstante, tienen distinta
masa, ya que el 1H (protio) no tiene neutrones, el 2H
(deuterio) tiene 1 neutrón y el 3H (tritio) tiene 2 neutrones
El carbono tiene tres isótopos, que se escribirían de la
siguiente forma: 12C, 13C y 14C. En todos ellos el
número atómico en todos ellos es seis (Z=6), porque
tienen seis protones, no obstante, tienen distinta masa, ya
que en el primer caso habrá seis neutrones, siete en el
segundo y en el último ocho
Los átomos en estado normal son neutros porque tienen
los mismos protones (+) que electrones(−).
Cuando un átomo gana electrones se convierte en un ión
negativo y el átomo que los ha perdido se convierte en un
ión positivo.
Actividad para construir átomos →
¿Sabrías explicar poqué los cuerpos se
cargan al frotarlos?