MODELOS ATOMICOS

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.