SE LE COMUNICA A TODAS LAS SECCIONES QUE MAÑANA 25 DE AGOSTO DEL 2012 A LAS 8:30 AM LABORATORIO PARA LOS QUE NO PUDIERON ENTRAR AL LABORATORIO DE LAS PROPIEDADES FISICAS DE LA MATERIA, PORQUE NO ESTABAN MATRICULADOS Y LOS QUE TENGAN UNA EXCUSA MEDICA.
MODELOS ATOMICOS
MODELO
ATOMICO DE JHON DALTON
El modelo atómico de Dalton,
surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas,
formulado en 1808 por John
Dalton. El siguiente modelo fue el modelo atómico de Thomson Según Dalton los elementos estan
formadas por particulas
extremadamente pequeñas llamadas
átomos, afirmando que todos los atomos de un mismo elemento son iguales, tiene
igual tamaño, masa y propiedades químicas.
Dalton explicó su teoría
formulando una serie de enunciados simples:
a)
La materia está formada por partículas
muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden
destruir.
b)
Los átomos de un mismo elemento son iguales
entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de
los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
d)
)Los átomos, al combinarse para formar compuestos
guardan relaciones simples.
e)
Los átomos de elementos diferentes se pueden
combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
f)
Los compuestos químicos se forman al unirse
átomos de dos o más elementos distintos.
Éxitos del
Modelo
- El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias
se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.
- Además el modelo aclaraba que aún existiendo una
gran variedad de sustancias, estas podían ser explicadas en términos de
una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.
- En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de
la química orgánica del siglo
XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría
combinatoria.
MODELO
ATOMICO DE JHOSEP THONSON
El modelo atómico de Thompson, es una teoria
sobre la estructura
atómica propuesta en 1904
por Joseph John Thomson,
descubridor del electrón
en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo,
el átomo está compuesto por electrones de carga
negativa en un átomo positivo, como un pudin de pasas. Se pensaba que
los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras
ocasiones, en lugar de una sopa de carga negativa se postulaba con una nube de
carga positiva.
Características
del Modelo
Introduce la idea de que el átomo
puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales:
Electrones, con carga eléctrica
negativa.
Protones, con carga eléctrica positiva.
Neutrones, sin carga eléctrica y con
una masa mucho mayor que la de electrones y protones. Thomson considera al
átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se
distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las
pepitas de una sandía).
Las insuficiencias del modelo son las
siguientes:
- El átomo no es macizo ni compacto
como suponía Thompson, es prácticamente hueco y el núcleo es muy pequeño
comparado con el tamaño del átomo, según demostró E. Rutherford en sus experiencias.
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo
formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus
electrones, girando a gran distancia alrededor de un "núcleo", muy
pequeño, que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del
átomo.
La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por
primera vez la existencia de un núcleo en el átomo (término que,
paradójicamente, no aparece en sus escritos). Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados
experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del
átomo, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran
rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en
la comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo atómico
donde se concentraba toda la carga positiva
y más del 99,9% de la masa. Las
estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.
Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío
alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo.
Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de
nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:
Por un lado se planteó el problema de
cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan
pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la
fuerza nuclear
fuerte, que es una de las cuatro interacciones
fundamentales.
Por otro lado existía otra dificultad
proveniente de la electrodinámica
clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería el caso
de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación
electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el
núcleo. Las leyes de Newton,
junto con las ecuaciones de
Maxwell del electromagnetismo
aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 –10 s, toda la
energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los
electrones sobre el núcleo. Se trata, por tanto de un modelo físicamente
inestable, desde el punto de vista de la física clásica.
Según Rutherford, las órbitas de los
electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja
alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidas. Los
resultados de su experimento
le permitieron calcular que el radio atómico era diez mil veces mayor que
el núcleo mismo, y en consecuencia, que el interior de un átomo está
prácticamente vacío.
MODELO
ATOMICO DE BOHR
El modelo atómico de Bohr o de
Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo
atómico en el que se introduce una cuantización
a partir de ciertos postulados (ver abajo). Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y
por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos
problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el
modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico,
explicado por Albert Einstein
en 1905.
En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico
de acuerdo a tres postulados fundamentales:
Primer
postulado
Los electrones describen órbitas
circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía.
Segundo postulado
Sólo son posibles aquellas órbitas en
las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 ·
p). Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos:
mvr = n ·
h/(2 · p) -> r = a0 · n2
donde:
m: masa
del electrón = 9.1 · 10-31 kg.
v:
velocidad del electrón.
r: radio
de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo.
h:
constante de Planck
n: número
cuántico = 1, 2, 3...
a0:
constante = 0,529 Å
Así, el Segundo Postulado nos indica
que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo
hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores
permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.
Tercer postulado
El electrón solo emite o absorbe
energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o
absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.
Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:
Donde: ni identifica la órbita inicial y nf la final, y ν es la frecuencia.
Modelo
Atómico de la Mecánica Cuántica: Ecuación de Schrödinger
Modelo
de nube de electrones.
La ecuación de Schrödinger fue
desarrollada por el físico austríaco Erwin Schrödinger
en 1925. Describe la evolución temporal de
una partícula masiva no relativista. Es de importancia central en la teoría de
la mecánica cuántica,
donde representa para las partículas microscópicas un papel análogo a la segunda ley de Newton en la mecánica clásica.
Las partículas microscópicas incluyen a las partículas elementales, tales como
electrones, así como sistemas de partículas, tales como núcleos atómicos.
La
Mecánica Cuántica (1927) engloba la hipótesis de Louis de Broglie y el
Principiode indeterminación de Heisenberg. El carácter ondulatorio del electrón
se aplica definiendo una función de ondas, Ψ, utilizando una ecuación de
ondas, que matemáticamente es una ecuación diferencial de segundo grado, es
decir, una ecuación en la cual intervienen derivadas segundas de la función Ψ.
Al resolver la ecuación diferencial, se
obtiene que la función Ψ depende de una serie de parámetros, que se
corresponden con los números cuánticos, tal y como se han definido en el modelo
de Böhr. La ecuación sólo se cumplirá cuando esos parámetros tomen determinados
valores permitidos (los mismos valores que se han indicado antes para el modelo
de Böhr).
El
cuadrado de la función de ondas, Ψ2, corresponde a la
probabilidad de encontrar al electrón en una región determinada, con lo cual se
está introduciendo en el modelo el Principio de Heisenberg. Por ello, en este
modelo aparece el concepto de orbital: región del espacio en la que hay una
máxima probabilidad de encontrar al electrón.
(No debe confundirse el concepto de
orbital con el de órbita, que corresponde al modelo de Bohr: una órbita es una
trayectoria perfectamente definida que sigue el electrón, y por tanto es un
concepto muy alejado de la mecánica probabilística.)
Números
cuánticos.
En
este modelo atómico, se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo
de Bohr y con los mismos valores permitidos, pero cambia su significado físico,
puesto que ahora hay que utilizar el concepto de orbital.
Número
Cuántico Principal (n)
Significado
Físico:
Energía
total del electrón (nivel energético en que se encuentra el electrón).
Distancia del electrón al núcleo.
Valores
Permitidos: 1, 2, 3....
Número
Cuántico Secundario o Azimutal (l)
Significado
Físico:
Subnivel
energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n.
Valores Permitidos:
0,
1, 2, ..., n-1
Números
Cuántico Magnético (ml )
Significado
Físico:
Orientación
del orbital cuando se aplica un campo magnético externo.
Valores Permitidos:
-l,
..., 0, ..., + l
Estos tres números cuánticos anteriores
determinan al orbital.
Orbital S: n = 1 l = 0 ml= 0
Orbital P: n = 2 l = 1 ml= -1,0,1
Además
existe un cuarto número cuántico, llamado Spin del Electrón:
Espín
(s)
Significado
Físico:
Sentido
de giro del electrón en torno a su propio eje. Valores
Permitidos: ± 1/2
Así,
cada conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza a un electrón:
Esto
se refleja en el Principio de exclusión de Pauli (1925): en un átomo no
puede haber dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales, al
menos se tendrán que diferenciar en uno de ellos.
Este modelo es válido para explicar la configuración electrónica
de los átomos. Por la configuración electrónica se deducen las propiedades de
los átomos, y en base a las propiedades de los átomos se explican los enlaces
que originan las distintas sustancias químicas
Veamos
los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos:
Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede
tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer
nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2
y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre
de 1s:
Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y
1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso
de que sea l = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones
(uno con spin +1/2 y otro con spin –1/2):
Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de
los que habrá tres diferentes según indicarían los tres valores (+1, 0, -1)
posibles del número cuántico m, pudiendo albergar un máximo de dos electrones
cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones como
máximo:
Si
n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0
tendremos de nuevo un orbital del tipo s:
Si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p:
Y si l =
2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según
indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico
m y que podrán albergar un total de diez electrones:
