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EL ÁTOMO Es la meno unidad estructural de materia que existe sin que esta pierda sus propiedades específicas o particulares, constituyen los elementos químicos y a partir de ellos se forman las moléculas. Así por ejemplo, la menor unidad o partícula que puede existir en un lingote de oro o en un trozo de plata sin que estos metales pierdan sus propiedades, son átomos de oro o plata respectivamente. Pero si dichos átomos se desintegraran en las partículas que los constituyen, ya dejarían de ser el oro y la plata como tal. La forma como se encuentran organizadas o dispuestas las partículas dentro del átomo al igual que el comportamiento de cada una de ellas constituyen la estructura del átomo. El estudio de dicha organización dio origen diferentes teorías acerca del modelo atómico y entre los modelos atómicos que fueron propuestos tenemos: 1. Demócrito y Leucipo 2. Pierre Gasandi 3. Jhon Dalton 4. Joseph John Thomson 5. Ernesto Rutherford 6. Niels Bohr 7. Modelo Actual. MODELOS ATÓMICOS MODELO DE DEMÓCRITO YLEUCIPO Esto filósofos griegos fueron quienes utilizaron por primera vez el vocablo átomos (400 años S.C). Definieron el átomo como una partícula que no se puede dividir (a= sin, tomos = división) De allí que al cuestionarse acerca de la constitución y estructura de la materia consideraron que si esta se divide finamente en partículas cada vez más pequeñas se llegaría a un límite en el cual las partículas eran tan infinitamente pequeñas que no admitían o no era posible más división También afirmaron que los átomos tenían formas, tamaños, y pesos diferentes y consideraron que algunos serian esféricos, otros cúbicos y cilíndricos, con superficies tanto lisas como irregulares y que estarían presentes en el aire, el hierro, y en las rocas. Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. La filosofía atomista de Demócrito y Leucipo se puede resumir en: 1.- los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles. 2.- los átomos se diferencian en su forma y tamaño. 3.- las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos. MODELO DE PIERRE GASSENDI Reactualizó el modelo de Demócrito y Leucipo, se imaginaba a los átomos provistos de un gancho y suponía que los ganchos mantenían unidos a los átomos MODELO DE JOHN DALTON Propuso un modelo atómico que fue universalmente aceptado. DALTON hacia 1808, imaginaba a los átomos como esferitas diminutas y compactas de tamaños y masas distintas. DALTON fue quien verdaderamente precisó las características de los átomos y su teoría atómica puede resumirse en los siguientes postulados:

Toda materia está compuesta de partículas sólidas diminutas indivisibles e indestructibles entre las cuales sólo existe espacio vacío llamados átomos.

Todos los átomos de un mismo elemento dado son idénticos en masa, peso, forma tamaño, distribución geométrica y demás propiedades; lo átomos de diferentes cuerpos difieren entre sí por su forma, tamaño y demás propiedades.

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Durante las reacciones químicas, los átomos pueden combinarse, intercambiarse, redistribuirse, o las combinaciones de los átomos pueden romperse, pero los átomos en sí no se crean, no se dividen, ni se transforman en otras clases de átomos, es decir, permanecen invariables.

Los átomos de dos o más elementos químicos pueden combinarse en más de una proporción en una relación numérica simple para formar más de un compuesto

Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

En la actualidad algunas de las ideas de Dalton aún se conservan, sin embargo, algunos de sus postulados hoy no son válidos. 1.- hoy sabemos que el átomo es una unidad compleja de materia y energía, la cual se puede dividir y DALTON sostenía que el átomo era indivisible e indestructible.

El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban

químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones. Además el modelo

aclaraba que aun existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, 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 realmente simple.

Desde el siglo IV a. c. El hombre ha tratado

de explicar la composición de la materia.

Demócrito expresó que la materia estaba

creada por átomos y se los imaginó tal como

se representa en las imágenes de la gráfica.

El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se

combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.

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2.- actualmente existen los isótopos, los cuales son átomos de un mismo elemento diferentes por su masa y algunas otras propiedades; sin embargo DALTON pensó que todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y demás propiedades. Desde luego el atomismo o concepción discontinua de la materia, es decir que no se podía dividir, tenía muchas diferencias por falta de pruebas experimentales y permaneció por cerca de 200 años como un mera especulación filosófica sin trascendencia, siendo opacada posteriormente por la teoría de ARISTÓTELES, quien sostenía que la materia era discontinua y que por lo tanto podía dividirse indefinidamente. Estas ideas fueron aceptadas hasta el siglo XVIII, época en la cual empezó la experimentación, parte fundamental en el estudio de la química. MODELO DE JUAN JOSÉ THOMSON Thomson, realizó una serie de experimentos en gases, además los resultados obtenidos mediante el estudio de rayos catódicos y otros fenómenos investigados en esa época lo condujeron al descubrimiento del electrón. Los estudios de Thomson modifican el modelo atómico de Dalton, que consideraba el átomo indivisible; sobre la base de su trabajo Thomson formuló su modelo atómico en el cual proponía que siendo la materia eléctricamente neutra, junto a los electrones, los átomos deben contener materia cargada positivamente. El modelo de Thomson consideraba el átomo como una esfera o una masa con carga positiva, especie de gelatina en la cual se insertan o incrustan los electrones y donde la carga positiva y negativa se distribuyen uniformemente para anularse entre sí. Una vez propuesto este modelo no tuvo mucha vigencia; se sabía que el átomo era neutro, sin carga y este modelo no aclaraba en que parte del átomo residía la carga positiva que neutralizaba la carga negativa del electrón Dos hechos quedaron demostrados con los trabajos de THOMSON: 1.- los átomos contienen electrones, 2.- los átomos son eléctricamente neutro; según la teoría de THOMSON, cuando le arrancamos un electrón a un átomo se forma un ión positivo y si le agregamos un electrón se forma un ión negativo.

J. J. Thomson, después de medir las características del electrón, intuyó la existencia de carga positiva en el átomo, dada la neutralidad de la materia. Propuso un modelo de átomo que consistía en una esfera maciza cargada positivamente, en la que se hallaban encrustados los electrones, con carga negativa, como si fuera «un pastel esférico, relleno de pasas». Este primer modelo atómico fue aceptado por la comunidad científica. Este modelo Atómico de THOMSON también conocido como el budín de pasas.

El modelo atómico de Thompson, a diferencia del de Dalton, es que en este se plantea por primera vez la utilización del electrón, considerando que es una partícula de carga negativa. (e-). En este modelo solo se plantea la existencia del electrón, sin embargo nunca menciona la existencia del protón ni del neutrón. Thomson suponía que los electrones se distribuía de una forma uniforme alrededor del átomo, comparándolo así con un budín de pasas. Si observamos este modelo, veremos que el átomo se compone por electrones de carga negativa en el átomo positivo. Thomson (1856-1940) postula que el átomo se compone de una esfera cargada positivamente en

la que reside la mayor parte de la masa del átomo y sobre la cual se incrustan los electrones.

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MODELO DE ERNESTO RUTHERFORD Fue alumno de THOMSON, investigó acerca de la radiactividad, la cual era un fenómeno recién descubierto por el Francés HENRY BECKEREL y consistía en la emisión espontánea de radiaciones por parte de ciertos elementos (elementos Radiactivos, uranio, radio, torio, polonio etc.) RUTHERFORD estudió la naturaleza de las radiaciones y concluyó que se emitían tres tipos de rayos o radiaciones diferentes a las cuales las denominó así: RAYOS Alfa (α) son una corriente de partículas con carga eléctrica o naturaleza positiva y están constituidas por partículas alfa (α), las cuales son átomos de Helio (He) que han perdido sus dos electrones; posteriormente se descubriría que cada partícula está formada por dos protones y dos neutrones fuertemente unidos. Rayos Beta (β) están constituidos por una corriente de electrones llamadas partículas beta Rayos Gamma (ϒ) es una radiación electromagnética de alta energía, similar a los rayos X pero más penetrantes. Son capaces de atravesar planchas de plomo de varios cm de espesor En 1909 RUTHERFORD y sus dos discípulos GEIGER y MARSDEN realizaron un experimento consistente en bombardear con partículas alfa una lámina de oro. Las partículas alfas se detectaban mediante una pantalla cubierta con sulfuro de zinc (ZnS), colocadas alrededor de la lámina de oro. La pantalla de ZnS tiene la propiedad de emitir luz cuando una partícula alfa choca con ella, por lo cual sirve para su detección. Fue así como RUTHERFORD, GEIGER y MARSDEN en sus experimentos demostraron que al bombardear una lámina delgada de oro, con rayos alfa (partículas con carga positiva)la gran mayoría de las partículas pasaban a través de la lámina de oro, sin perder su trayectoria, algunas partículas rebotaban como si fueran chocado con un obstáculo macizo y eran desviadas a diferentes ángulos, Lo más sorprendente fue que alguna de las partículas que rebotaban se devolvían en la misma dirección en la que habían llegado.

Rutherford propuso el modelo atómico nuclear, que sitúa la mayor parte de la masa del átomo concentrada en una zona muy pequeña (contra la que chocaban las partículas desviadas). Este modelo supone que el resto del átomo está prácticamente vacío. Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos

alfa (partículas "pesadas", cargadas positivamente)

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De sus resultados experimentales RUTHERFORD concluyó:

Las partículas alfas poseen una carga positiva la cual choca con algo que las hace rebotar; ese algo, debe necesariamente poseer carga positiva y debe tener una gran masa, a ese algo RUTHERFORD lo llamó núcleo atómico.

El átomo debe ser principalmente espacio vacío a través del cual la mayoría de las partículas alfas pueden pasar con facilidad.

La repulsión entre la carga positiva de las partículas alfas y las del núcleo atómico causa la dispersión de las partículas alfas observadas.

El modelo de RUTHERFORD fue propuesto en 191, se conoce como la teoría el átomo nuclear y la podemos sintetizar así: El átomo está formado por dos partes. a) Núcleo.- Parte central del átomo, de tamaño pequeño, con carga positiva, en donde radica casi toda la masa, formada por protones y neutrones (a estas dos partículas se les llama nucleones) b) Corteza.- es casi un espacio vacío, de inmenso tamaño comparado con el núcleo, allí se ubican los electrones, que son partículas de carga negativa y masa apreciable, giran alrededor del núcleo en igual número a la carga positiva o protones. A pesar de todas sus investigaciones este modelo no permaneció mucho tiempo, pues no explicaba como giraban los electrones en la corteza o capas alrededor del núcleo, es decir, no radica la energía alrededor del núcleo o cómo están distribuidas. La física tradicional enseña que una partícula o carga eléctrica en movimiento o giratoria, emite o libera energía constantemente, en forma de ondas luminosas o caloríficas y como su reserva de energía no puede ser eliminada, debe llegar un momento en que se agote, por consiguiente, es de suponerse que los electrones al moverse en el átomo y perder energía serían cada vez más fuertemente atraídos por el núcleo y el electrón terminaría cayendo sobre el núcleo y destruyendo el átomo.

Un poco después, en 1920, Rutherford propuso la existencia de otra partícula en el núcleo. La denominó neutrón, tendría la masa del protón y carecía de carga. La evidencia experimental de esta partícula no se tuvo hasta 1932 con los experimentos de Chadwick. Este modelo explica perfectamente la experiencia de Rutherford; sin embargo, sería imposible explicar con el modelo de Thomson por qué la mayoría de los protones atraviesan la lámina de oro.

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MODELO DE NIELS BOHR Éste Físico Danés propuso un modelo que daba solución a los interrogantes o dudas que se tenían sobre el modelo de RUTHERFORD, BOHR sugiere un modelo atómico en el cual los electrones tienen un orden definido, es decir, giran en determinadas órbitas en torno al núcleo, Apoyados en los modelos de THOMSON y RUTHERFORD, BOHR pretende dar orden y estabilidad a los electrones el modelo atómico de RUTHERFORD y para ello se basó en el estudio de los espectros atómicos y en la mecánica cuántica o teoría de los cuantos. Para entender la idea propuesta por BOHR definamos Espectros.- es una gama de radiación electromagnética emitida o absorbida por una sustancia bajo condiciones especiales. Los espectros atómicos pueden ser: Espectro de Absorción se produce cuando un átomo absorbe luz de una cierta longitud de onda (λ) la luz excita el electrón de un nivel najo a uno más alto Espectro de emisión se produce cuando el átomo excitado a un nivel de energía más alto , emite o libera energía espontáneamente. La emisión de luz ocurre cuando el electrón al ser excitado, absorbe una cantidad de energía y pasa a un estado o nivel de energía superior e inmediatamente regresa a su nivel de energía inicial liberando la cantidad de energía que había absorbido, la energía absorbida o emitida, debe ser como mínimo un fotón. BOHR interpretó los espectros de líneas de los elementos atribuyendo su origen a los electrones y tomando como base el modelo de Rutherford, propuso su modelo atómico constituido por un núcleo central (done se localizaba toda la carga positiva y casi toda la masa) y los electrones moviéndose alrededor del núcleo y describiendo órbitas circulares, con radios definidos o específicos; a mayor radio mayor energía, lo cual significa que el electrón en órbitas cercanas al núcleo tiene menor energía que cuando está en las órbitas más lejanas. Según el modelo de BOHR cuando un electrón se mueve en una órbita de radio definido no gana ni pierde energía, es decir su energía es constante o sea que la energía está cuantizada, así decimos que el electrón está en una órbita fundamental.

Un átomo está constituido por una zona central (núcleo) en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y la mayor parte de la masa del átomo. También existe una zona exterior denominada corteza en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo

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Al proporcionar energía a las sustancias químicas, ya sea por calentamiento, iluminación o por descarga eléctrica (procesos de excitación), los átomos de estas sustancias absorben dicha energía y posteriormente la liberan en forma de radiación, que al descomponerse (usando un prisma) dan lugar a los denominados espectros de emisión. Cuando la sustancia se encuentra en estado gaseoso da lugar a un espectro discontinuo formado por un conjunto de rayas que corresponden a cada una de las diferentes longitudes de onda de la radiación emitida. Cada elemento produce un espectro con un conjunto de rayas características que sirven para identificarlo. La materia solo absorbe o emite luz de unas frecuencias determinadas Energía=> frecuencia de la radiación => La materia no puede tener cualquier estado de energía. En 1913 BBOHR describe su modelo atómico basado en tres postulados: 1. Los átomos poseen un núcleo cargado positivamente (+) en él se encuentra casi la totalidad de la masa del átomo y los electrones describen órbitas alrededor del núcleo. 2. Los electrones giran alrededor del núcleo y poseen ciertos estados de energía permitidos. Tales estados o cantidades de energía determinan los espacios en los cuales se mueven los electrones siguiendo órbitas cuyo radio está definido por la siguiente ecuación: está dada por.

Cuando un elemento en fase gaseosa se

calienta o se le somete a una descarga

éc c “ xc ” c

electromagnética (luz). Si esa luz emitida

se hace pasar por un prisma, se

descompone en radiación luminosa de

diferentes colores que pueden recogerse

en una pantalla en forma de rayas

luminosas de distinta intensidad y grosor.

A este conjunto de rayas se le denomina

espectro de emisión de dicho elemento.

nh r = radio de la órbita v= velocidad del e ̄ r = n = número entero 1, 2, 3… π = 3. 1416 2πmv h = constante de Max Plank

-2 π² m e´ E = n² h²

Esto significa que el e¯ en las órbitas cercanas al núcleo tiene mayor energía que en órbitas más lejanas.

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xc c c absorción de energía en forma de luz. En cualquier caso la energía absorbida o emitida debe ser c f ₁ ₂ 2 la ganancia o pérdida de E se expresa como: Δ = ₂ - ₁ = hx h = c P k = frecuencia.

Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su

nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la

estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos

que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un

protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo

atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de

Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían

surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert

Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado

frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo.

En 1913, N.Bohr corrige los inconvenientes que tenía el modelo de Rutherford compaginando la idea de átomo nuclear con los nuevos conocimientos de Física que comenzaban a desarrollarse en aquella época: la teoría cuántica de Planck y Einstein, según la cual la energía de un sistema no puede aumentar o disminuir de forma continua, s q ñ “c ” El modelo nuclear propuesto por Bohr tenía las siguientes características: 1. Los electrones sólo pueden describir ciertas órbitas circulares de forma estable. A cada una de esas órbitas le corresponde una cierta energía bien determinada. 2. Mientras que un electrón gira en una órbita, no absorbe ni emite energía. Si el electrón absorbe suficiente energía (al excitar el átomo) salta a una órbita más externa, y sólo vuelve a una órbita permitida si emite la energía absorbida en forma de radiación electromagnética.

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1. El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas. 2. Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía. 3. Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo. El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr: Ø El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón. Ø El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía. Ø Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa. En la simulación puedes elegir la órbita de giro del electrón. Observa cómo las energías de las órbitas más exteriores son mayores que las de las órbitas más interiores. "r" es el radio de la órbita. Posteriormente, Sommerfeld corrigió el modelo atómico de Bohr, admitiendo la existencia de órbitas circulares. Pero a pesar de las correcciones de Sommerfeld, el modelo atómico de Bohr no explicaba todas las observaciones experimentales. Se imponía un cambio, un nuevo modelo, y este llegó de la mano de la Mecánica Cuántica.

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Los espectros atómicos. Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión. Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción). Series espectrales. Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida: · Serie Lyman: zona ultravioleta del espectro. · Serie Balmer: zona visible del espectro. · Serie Paschen zona infrarroja del espectro. · Serie Bracket: zona infrarroja del espectro. · Serie Pfund: zona infrarroja del espectro. Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5,... Serie Lyman Si n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6,... Serie Balmer Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7,... Serie Paschen Si n1 = 4; n2 = 5, 6, 7, 8,... Serie Bracket Si n1 = 5; n2 = 6, 7, 8, 9,… Serie Pfund.

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Sommerfeld, discípulo de Böhr, completa el modelo de éste, incorporando la idea de que las órbitas pueden ser circulares o elípticas debido a los subniveles energéticos (s, p, d y f). MODELO DE SOMMERFELD El modelo atómico de Sommerfeld es un modelo atómico hecho por el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951) que básicamente es una generalización relativista del modelo atómico de Bohr (1913). El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes. Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas. En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los electrones sólo giraban en órbitas circulares. En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr: 1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas. 2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel. 3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula. En consecuencia el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con: l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp l = 1 se denominarían p o principal. l = 2 se denominarían d o diffuse. l = 3 se denominarían f o fundamental.

En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en ORBITAS ELÍPTICAS. Esto dio lugar a un nuevo número cuántico: "El Número Cuántico Azimutal", que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra "l" y toma valores que van desde 0 hasta n-1.

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TEORÍA DE LOS CUANTOS Fue promulgada por MAX PLANCK, quien se dedicó al estudio de las radiaciones y determinó experimentalmente que al calentar un cuerpo, éste vibra y emite una radiación Partiendo de estos hechos formuló la teoría cuántica, e introduce en la energía el concepto de discontinuidad que DALTON había introducido en la materia. Con sus datos experimentales, MAX PLANCK descubrió que los átomos y las moléculas al calentarse emitían energía en forma de paquetes o cuantos, únicamente en números enteros múltiplos de ciertas cantidades bien definidas. También indicó que la cantidad de energía liberada está relacionada con la frecuencia (ν) de la luz emitida y que en un átomo o en una reacción química hay una mínima cantidad de energía que se puede emitir y es el cuanto o fotón; Luego, la energía para un cuanto de energía (luz) o fotón dado se puede calcular directamente de la ecuación de PLANCK: E = h ν donde E = energía, ν = frecuencia y h = constante de PLANCK uno de cuyos valores es: 2 2 1 ³̄´ Julios x s o h = 1 1 ³̄´ cal s MODELO ACTUAL q f c q é c c c c f c h c f f c c s modernos y de gran capacidad para separar líneas espectrales muy cercanas entre sí, se observa que en realidad, las líneas de los espectros están formadas por varias líneas, si el estudio se lleva a cabo en campos magnéticos es posible observar que estas líneas están formadas por divisiones más finas, dicho fenómeno se conoce como EFECTO ZEEMAN; Además con el modelo de BOHR no es posible explicar las desviaciones e las líneas espectrales, el efecto ZEEMAN, ni la formación de enlaces o uniones entre un átomo y otro El modelo actual parte de los aportes hechos por LUIS De BROGLIE q q materia, al igual que la luz y la energía podían tener un comportamiento o naturaleza dual, es decir, como partícula y como onda. Recordemos que hasta este momento, los e ̄ se an venido caracterizando como una partícula con carga eléctrica (-) y localizada en la periferia. Dicho de otra forma significa entonces que para explicar algunas interacciones de la luz con la materia, se requiera considerarla como una onda, mientras que para otras interacciones se considera como partícula. Es pertinente recordar que la difracción de la luz es una prueba aceptada de su carácter ondulatorio; en 1927se comprobó experimentalmente la hipótesis de De BROGLIE cu f cc h c λ dada por la siguiente ecuación De BROGLIE explicó que la naturaleza ondulatoria de la materia, no es importante ni apreciable en trozos grandes de materia, o partículas que tienen gran tamaño, pero sí es muy significativa en c - c c causa de muchos resultados. Esto dio origen a una nueva rama de la física conocida como

h λ = mxv

Esta ecuación expresa la hipótesis de De Broglie, una partícula con una masa (m) y velocidad (v), puede tener una λ asociada a ella. h = constante de Planck

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Mecánica ondulatoria

WERNER KARL HEISENBERG HHEISENBERG, uno de los primeros físicos teóricos del mundo, realizó sus aportaciones más importantes en la teoría de la estructura atómica. En 1925 comenzó a desarrollar un sistema de mecánica cuántica, denominado mecánica matricial, en el que la formulación matemática se basaba en las frecuencias y amplitudes de las radiaciones absorbidas y emitidas por el átomo y en los niveles de energía del sistema atómico; Formuló el principio de incertidumbre en el cual afirmó que: « es imposible conocer simultáneamente y con absoluta exactitud la posición y velocidad de una partícula submicroscópica o subatómica tan pequeña como el electrón. f c c c c momento dado, iluminándolo con alguna clase de luz, la energía de esta misma luz interferiría con h c c c c c c c c c c c c c f c f Te c f c c q c c c c un modelo llamado Nube de Carga; c s como nubes cargados negativamente. El número de cargas (-) de la nube es igual al número de partículas electrónicas del modelo de RUTHERFORD o de BOHR del mismo átomo ERWIEN SCHRODINGER Conocido sobre todo por sus estudios matemáticos de la mecánica ondulatoria y sus aplicaciones a la estructura atómica, basado en el trabajo de De BROGLIE, SCHRODINGER desarrolló una ecuación matemática que relacionaba λ c c c x c c c c c c c c c c c c c resulta la teoría de la Mecánica Ondulatoria que usualmente se expresa a través de la ecuación d onda de SCHRODINGER.

La gráfica nos muestra la Ilustración gráfica de la regla de cuantificación de Bohr y la longitud de onda de De Broglie para el electrón. Lo que hizo De Broglie fue aportar una idea fundamental para el desarrollo del MODELO CUANTICO DEL ATOMO. Este podría decirse que fue su modelo, pero en realidad el ayudó a la creación de ese modelo junto con otros eminentes como Heisenberg y Schrodinger. En aquellas épocas estaba en discusión que lo que había entorno al núcleo en los niveles energéticos eran ondas, ya que los resultados de algunos experimentos así lo demostraban. Pero había otros que afirmaban que lo que había allí eran partículas (los electrones) ya que los resultados experimentales así lo demostraban. Entonces llegó De Broglie con su brillante ecuación y postuló que lo que había allí eran ondas y partículas a la vez... o sea que los electrones son partículas pero también son ondas... tienen una naturaleza dual.

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La aportación más importante de Schrödinger a la física fue el desarrollo de una rigurosa descripción matemática de las ondas estacionarias discretas que describen la distribución de los electrones dentro del átomo. Schrödinger demostró que su teoría, publicada en 1926, era el equivalente en matemáticas a las teorías de mecánica matricial que había formulado el año anterior el físico alemán Werner HEISENBERG. Juntas, sus teorías constituyeron en buena medida la base de la mecánica cuántica c c q c c é c c decir, la ecuación de SCHRODINGER ó ecuación de onda aún está c x c h c según la energía asociada con él. Este espacio se conoce como orbital en contraposición a las órbitas propuestas por BOHR también i c f c c Un orbital, es una región del espacio tridimensional , o volumen geométrico, cercana o vecina al núcleo del átomo dentro del cual existe la máxima probabilidad (90% - 95 c h x c c

Modelo Atómico de Erwin Schrödinger, físico austriaco, conocido sobre todo por sus estudios matemáticos de la mecánica ondulatoria y sus aplicaciones a la estructura atómica. En el año de 1926, Schrödinger, partiendo de ideas de Planck y Luis Broglie y las matemáticas de William Rowam Hamilton, desarrollo un modelo matemático en donde aparecen tres parlamentos: n, l y m. No manejo trayectorias determinadas para los electrones, solo la probabilidad de que se hallen en una zona explica parcialmente los aspectos de emisión de todos los elementos.

Modelo Atómico Matemático de Schrodinger y Heisenberg Este modelo matemático no expresa claramente la posición de los electrones está basado en los estudios de Mecánica Cuántica en la cual se plantea que los electrones se encuentran en determinadas regiones denominadas orbitales de tal manera que en esta región la probabilidad de localizar un electrón es máxima.

Este modelo se basa en la dualidad de la materia que se comporta como

onda y partícula y en el principio de incertidumbre de HEISEMBERG que

nos nos dice que es imposible determinar la velocidad y la posición de un electrón al mismo tiempo en un instante determinado.

Modelo de la nube de electrones: Según este modelo, los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia

a una "nube electrónica" que comprende todos los átomos del metal

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CLASES DE ORBITALES c c c dan al átomo su volumen, tamaño y forma, los cuales dependen del estado de energía de , c q c c x c f c c espacio, simplemente es algo de lo que nos valemos para loca . c f c c c c c c c c c c f c de representar en forma de orbitales s, p, d, f. Orbital s; son esféricos, al aumentar el nivel aumenta también el tamaño del orbital; los primeros 4 elementos de la T periódica (H, He, Li y Be) poseen nubes de cargas esféricas. Orbitales p; presentan forma de lóbulo o huso, a manera de dos aguacates unidos por el extremo más estrecho o delgado, en ellos observamos que no hay densidad electrónica en el centro, la densidad electrónica máxima está en los extremos de los ejes correspondiente. Estos orbitales son de igual energía, pero de diferente orientación en el espacio tridimensional o sea en las tres coordenadas x, y, z, quedando px, py, pz. Orbitales d; tienen diferentes formas y orientaciones, alguna de ellas es a manera de un trébol de 4 hojas. Orbitales f; tienen diferentes y orientaciones, pero sus formas son un poco más complejas.

MODELO ACTUAL Este modelo no contempla órbitas sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Los orbitales atómicos tienen distintas formas geométricas. Fue desarrollado durante la década de 1920, sobre todo por Schrödinger y Heisenberg.

Generalmente se representan los límites de los orbitales atómicos de Schrödinger de manera que el orbital englobe al 90% de la distribución de densidad electrónica. En el caso de los orbitales s la representación es una esfera, de mayor radio cuanto mayor sea n.

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La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El orbital "p" representa también la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se aleja entre la distancia del núcleo y el orbital.

Los orbitales d: Tienen formas más diversas. Cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales. Éste tiene 5 orbitales y corresponde al número cuántico l (azimutal)

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Orbital f Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.