Modelo de Thomson
Thomson retomo los experimentos con los tubos de descargas eléctricas en gases , coloco a ambos lados del tubo y cerca del ánodo dos plaquitas metálicas , una cargada positivamente y la otra negativa , en el camino de los rayos , interpuso una placa con una rendija central que permitía de un rayo más limitado. Dentro de ese campo eléctrico, los rayos se desviaban hacia el polo positivo. Dedujo entonces que las partículas que formaban los rayos tenían carga y era negativa. Repitió el experimento pero esta vez puso en el centro del tubo un molinillo y observo que este giraba con el paso de los rayos, esto significa que las partículas constituyentes del rayo tenían masa. Thomson denomino a cada una de las partículas electrón , un término que había propuesto Stoney , logro establecer una relación entre la carga y la masa cuando midió la desviación de los rayos catódicos producida por un campo magnético de intensidad conocida la relación entre la carga( culombios) y la masa(gramos) era . Recién en 1909 el científico Robert Millikan pudo determinar la carga del electrón al medir el efecto que ejercía un campo eléctrico sobre las gotitas de aceite cargadas.
Thomson en 1898 ofreció una nueva EXPLICACION ACERCA DE LA ESTRUCTURA DEL ATOMO SEGÚN SU TEORIA EL ATOMO ERA UNA ESFERA uniformemente cargada de electricidad positiva, en el se encuentran los electrones, se encontraban dispuestos en un número igual de cargas positivas y negativas (es eléctricamente neutro ) que forma una masa sólida, este modelo es similar al de un budín de pasas donde los electrones están incrustados así como las pasas en el budín.
Modelo de Ernest Rutherford
De acuerdo a las experiencia realizadas por Rutherford propone el siguiente modelo
El átomo está formado por un núcleo central, con carga eléctrica positiva rodeada por los electrones negativos
El núcleo es muy pequeño con relación al diámetro del átomo, pero contiene la mayor parte de la masa atómica, esto indica que el átomo tiene grandes espacios vacíos, sin partículas materiales.
Los electrones giran alrededor del núcleo sin chocar con él , a distancias variables pero sin exceder un cierto diámetro
El número de electrones es lo suficiente para compensar la carga positiva del núcleo, de manera que el átomo en su conjunto es neutro.
Los electrones tienen una masa de despreciable con relación a la masa total del átomo
Este modelo se puede comparar con el sistema solar, el núcleo representa el sol y los electrones a los planetas.
Problemas del modelo de Rutherford
La deducción de que el átomo posee un núcleo positivo y que a su alrededor están los electrones, plantea un problema: si los electrones estuvieran en reposo, serian atraídos por el núcleo por tener cargas opuestas y caerían sobre dicho núcleo, para superar esta dificultad Rutherford supuso que los electrones giraban alrededor del núcleo para contrarrestar la atracción nuclear, de modo similar a como la tierra gira alrededor del sol, esta suposición presenta una nueva dificultad toda carga eléctrica en movimiento irradia energía en forma de onda electromagnéticas. Esta pérdida de energía produciría una reducción en la velocidad del electrón lo cual le restaría capacidad para resistir la atracción del núcleo, de esta forma el electrón se acercaría al núcleo hasta caer en él, al cabo de cierto tiempo. La solución a este problema se encontró cuando se estudió la luz emitida por ciertas sustancias al ser calentadas.
Se observó que las sustancias al ser calentadas producían radiaciones luminosas de colores característicos , a mediados de siglo XIX se investigó los espectros producidos por la luz emitida por las sustancias cuando son excitadas por el calor , para realizar estos estudios utilizaron el espectroscopio , se observó un conjunto de líneas muy finas de colores diferentes separados entre sí por espacio oscuros que se denominó espectro de rayas este espectro es discontinuo , cada elemento químico origina un espectro de rayas que le es característico y distinto de otros elementos.
Interpretación de Bohr
En 1913 Niels Bohr propuso una hipótesis que explica a que se deben los espectros de rayas y como están distribuidos los electrones en el átomo, para ello tomo la base de la teoría cuántica de Planck, la cual sostiene que la energía es discontinua, porque está formado por ciertas porciones llamadas cuantos, de modo similar a lo que sucede con la materia formado por átomos.
La interpretación de los espectros atómicos permitió a Bohr proponer que los electrones están en determinados niveles de energía
Modelo de Bohr
Principales postulados
-Los electrones no poseen cualquier cantidad de energía sino valores determinados (cierto número de cuantos)
-Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo positivo en determinadas orbitas circulares denominados niveles o estados de energía.
Mientras los electrones se encuentran en dichos niveles no emiten energía, por lo cual se denomina niveles o estados estacionarios
Cuando el electrón gira en la órbita más próxima al núcleo se encuentra en su estado más estable
Cuando un electrón salta de un nivel a otro inferior pierde un cuanto de energía, emitiendo radiación luminosa característica, por el contrario cuando salta a un nivel superior absorbe un cuanto de energía que recibe del exterior (calor, luz electricidad)
Los electrones solo pueden variar de energía pasando de un nivel a otro
Los niveles de energía se identifican con los números naturales denominados números cuánticos principales n
La expresión de niveles de energía son sinónimos de orbitas , capas , las orbitas o capas se identifican con las letras K,L, M,N,Ñ,O,P.
El número de electrones para cada nivel de anergia no puede ser superior a 2n2
La diferencia de energía entre los niveles va siendo cada vez menor a medida que se aleja del núcleo.
En 1920 Rutherford supuso que en núcleo atómico además de protones existía otra partícula sin carga eléctrica. Esto fue confirmado por J ames Chadwick en 1932 al comprobar la existencia de una partícula nuclear eléctricamente neutra y con una masa igual a la del protón denominada neutrón.
Números importantes
Son números que caracterizan a los átomos
Numero atómico (z) :ES LA CANTIDAD DE PROTONES QUE TIENE UN ATOMO EN SU NUCLEO
Numero de masa (A): ES IGUAL A LA SUMA DEL NUMERO DE PROTONES Y NEUTRONES
ISOTOPOS: son átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número de masa
A= 1 H 2 H 3 H A= 12 C 13 C 14 C
Z= 1 1 1 z= 6 6 6
Los neutrones se representa con
la letra n y A= Z+n, el número de neutrones se calculara de la siguiente expresión: n= A- Z ejemplo si
el cloro tiene z= 17 y A= 35, posee 17 protones y 17 electrones
porque el átomo es eléctricamente neutro y 18 neutrones porque n= A-Z = 35-17= 18 n
Isobaros: son átomos de distintos
elementos que tienen igual número de masa pero distinto número atómico sus
propiedades son por lo tanto distintas.
Ejemplos A= 40 Ar
A= 40 Ca
Modelo atómico actual, números cuánticos, configuración
electrónica
A pesar del éxito del modelo de
BOHR, este sirvió para explicar
los espectro de emisión del hidrogeno, pero no pudo explicar para
otros átomos, pero estableció las bases del modelo atómico
actual.
Por otro lado se descubrió que el
electrón, como el fotón (cuanto) es una partícula dual que tiene
comportamiento de onda y materia.
Actualmente para explicar el comportamiento de los electrones de los átomos, se utiliza la mecánica ondulatoria, y esta se originó en
una hipótesis formulada por Louis
de Broglie en 1924 DE
BROGLIE que sugirió que así, como la
luz presenta un comportamiento tanto corpuscular como ondulatorio, cualquier partícula puede
en circunstancias adecuadas mostrar
propiedades ondulatorias , luego Davisson y Germer confirma en forma experimental lo dicho por
Broglie.
¿Cómo influye el
comportamiento dual onda –
partícula del electrón en la postulación de un modelo atómico?
Cuando Heisemberg quiere determinar la posición del
electrón no lo puede hacer debido a
que surge una incertidumbre en la velocidad y en la posición del
electrón, denominada incertidumbre de Heisemberg, por lo tanto esto lo lleva a
pensar que el electrón no está circunscripto
a una órbita.
Debido a esto fue necesario
cambiar las ideas del modelo de Bohr, aunque no significa que haya fracasado,
sin embargo al no poder justificar los
nuevos descubrimientos surge un nuevo modelo dado por el físico Erwin SCHRONDIGER
en 1926, desarrolla una ecuación matemática que podía ser aplicada al electrón
contemplando su dualidad. Esta ecuación
es denominada ecuación de onda que
requiere de conocimientos avanzados de
matemática para poder resolverlos, pero a partir de ella , es posible
obtener información para comprender el
nuevo modelo del átomo sostiene que los
electrones no ocupan una órbita a una
distancia fija sino que es probable encontrarlo dentro de una región del espacio
llamado orbital, existen distintos tipos de orbitales con diferentes forma y a
cada uno se lo identifica con una letra
s, p, d, f , estas formas distintas se
obtienen al representar
gráficamente la ecuación de onda,
en este modelo , no podemos decir cómo se mueve un electrón , sino solamente en qué región del átomo es factible
que se encuentre, podemos imaginarnos
que si los electrones fueran como
aviones que escriben con humo , ese
dibujo estaría formado por las
huellas del paso del electrón. De la
ecuación de onda surgen soluciones
que se le denomino números cuánticos, que describen propiedades o
características del electrón.
Para comprender mejor los números
cuánticos hacemos una analogía
imaginamos al átomo como un edificio,
donde podemos pensar que lo primero que se necesita para localizar al electrón es conocer en que piso se encuentra, este
primer número se llama número cuántico principal o n
que da la idea de la cantidad de energía que tiene el electrón. Una vez
que sabemos el piso, debemos localizarlo
en un departamento , este segundo número
se llama número cuántico secundario o azimutal o l relacionado con un
subnivel de energía y la forma
geométrica del orbital, en este edificio atómico existen diferentes
posibilidades según de que capa se
trate. Estas variantes se corresponden
con la forma del orbital donde se
encuentren los electrones s, p, d, f.
Aquí se representa las formas de los subniveles con globos.
Siguiendo con nuestra analogía, a
medida que aumenta el número de piso,
aumenta la cantidad de departamentos por
piso, así el nivel 3 tiene subniveles
0,1 y 2 que corresponde a orbitales s, p, d, pero siguiendo con el ejemplo, hace
falta un tercer número, llamado número
cuántico magnético o m, relacionado con el magnetismo del electrón este sería como indicar el ambiente del departamento
donde se encuentra el electrón. El cuarto número no deriva de la ecuación de onda que sería el
número cuántico de spin que indica el sentido de giro del electrón.
