Modelos atómicos
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REPUBLICA DE COLOMBIAREGIONAL NORTE DE SANTANDER
INSTITUTO TECNICO MUNICIPAL LOS PATIOSCIENCIAS NATURALES 007 05
PROCESOS QUÍMICOS
Fecha:Junio 29 del 2012
Versión: 2.0
PROCESOS QUIMICOS. PARTE 1.
UNIDAD 5. ESTRUCTURA ATOMICA Modelos Atómicos Estructura del Átomo Los isótopos Los niveles de Energía Clasificación de la Materia Taller / Evaluación y/o recuperación.
5.1 OBJETIVOS.
5.1.1. COGNOSCITIVOS O CONCEPTUALES.
Valorar la importancia de la investigación científica. Determinar explicaciones y predicciones en situaciones cotidianas novedosas y
ambientales. Relacionar las estructuras y funciones de los diversos sistemas de los
organismos.
5.2. ESTANDARES:
Identifico y uso adecuadamente el lenguaje propio de las ciencias. Comunico oralmente y por escrito el proceso de indagación y los resultados que
obtengo, utilizando gráficas, tablas y ecuaciones aritméticas. Identifico condiciones que influyen en los resultados de un experimento y que
pueden permanecer constantes o cambiar (variables). Diseño y realizo experimentos y verifico el efecto de modificar diversas variables
para dar respuesta a preguntas.
5.3 INDAGA LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y LA APLICACIÓN DE LAS MÁQUINAS EN BENEFICIO DEL HOMBRE COMPROBÁNDOLO MEDIANTE LA INVESTIGACIÓN.
Explica conceptos acerca de la estructura de la materia. Describe las propiedades de la materia.
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1. MODELOS ATÓMICOS.
Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades. De ninguna manera debe ser interpretado como un dibujo de un átomo, sino más bien como el diagrama conceptual de su funcionamiento. A lo largo del tiempo existieron varios modelos atómicos, algunos más elaborados que otros:
Modelo atómico de Demócrito, el primer modelo atómico, postulado por el filósofo griego Demócrito.
Modelo atómico de John Dalton, surgido en el contexto de la química, el primero con bases científicas.
Modelo atómico de Thompson, o modelo del budín, donde los electrones son como las "frutas" dentro de una "masa" positiva.
Modelo del átomo cúbico de Lewis, donde los electrones están dispuestos según los vértices de un cubo, que explica la teoría de la valencia.
Modelo atómico de Rutherford, el primero que distingue entre el núcleo central y una nube de electrones a su alrededor.
Modelo atómico de Bohr, un modelo cuantizado del átomo, con electrones girando en órbitas circulares.
Modelo atómico de Sommerfeld, una versión relativista del modelo de Rutherford-Bohr.
Modelo atómico de Schrödinger, un modelo cuántico no relativista donde los electrones se consideran ondas de materia.
Teoría atómica
Varios átomos y moléculas según John
Dalton
En física y química, la teoría atómica es
una teoría de la naturaleza de
la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas
llamadas átomos.
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La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico y fue en
el siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los
descubrimientos en el campo de la estequiometría. Los químicos de la época creían
que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas
fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega átomos,
que significa "indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos
experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron
que el denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas
partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y neutrones), que
pueden existir de manera separada. De hecho, en ciertos ambientes, como en
las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide a los
átomos existir como tales. El campo de la ciencia que estudia las partículas
fundamentales de la materia se denomina física de partículas.
El modelo atómico de Thompson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thompson, 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 pudín 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.
Dicho modelo fue rebatido tras el experimento de Rutherford cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.
Descubrimiento de las partículas
subatómicas
Modelo atómico de Thompson.
El tubo de rayos catódicos de Thompson, en el que observó la desviación de los
rayos catódicos por un campo eléctrico.
Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña de la materia,
cuando J.J Thompson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de
rayos catódicos.1 El tubo de rayos catódicos que usó Thompson era un recipiente
cerrado de vidrio, en el cual los dos electrodos estaban separados por un vacío.
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Cuando se aplica una diferencia de tensión a los electrodos, se generan rayos
catódicos, que crean un resplandor fosforescente cuando chocan con el extremo
opuesto del tubo de cristal. Mediante la experimentación, Thompson descubrió que
los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico (además de desviarse con
los campos magnéticos, cosa que ya se sabía). Afirmó que estos rayos, más
que ondas, estaban compuestos por partículas cargadas negativamente a las que
llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos las rebautizarían como electrones).
Thompson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. De esta
forma, estipuló que los átomos eran divisibles, y que los corpúsculos eran sus
componentes. Para explicar la carga neutra del átomo, propuso que los corpúsculos
se distribuían en estructuras anilladas dentro de una nube positiva uniforme; éste era
el modelo atómico de Thompson o "modelo del plum cake".2
Ya que se vio que los átomos eran realmente divisibles, los físicos inventaron más
tarde el término "partículas elementales" para designar a las partículas indivisibles.
Teoría atómica de Dalton
Modelo atómico de Dalton.
Durante el siglo XVIII y los primeros años del siglo XIX, en su afán por conocer e
interpretar la naturaleza, los científicos estudiaron intensamente las reacciones
químicas mediante numerosos experimentos. Estos estudios permitieron hallar
relaciones muy precisas entre las masas de las sustancias sólidas o entre los
volúmenes de los gases que intervienen en las reacciones químicas. Las relaciones
encontradas se conocen como leyes de la química.
Postulados de Dalton
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:
1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
2. 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.
3. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
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4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”. Estos
átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna
reacción química, y nunca cambian. Los átomos de un mismo elemento son iguales
entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos los átomos de
hidrógeno son iguales. Por otro lado, los átomos de elementos diferentes, son
diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de
hidrógeno. Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por
ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas
de agua. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones
simples. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones
distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo, un átomo de carbono con uno
de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno
con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2)
Descubrimiento del núcleo
Modelo atómico de Rutherford
Experimento de la lámina de oro
Arriba: Resultados esperados: las partículas alfa
pasan sin problemas por el modelo atómico de
Thompson.
Abajo: Resultados observados: una pequeña parte de las
partículas se desvía, lo que revela la existencia de un
lugar en el átomo donde se concentra la carga
positiva.
El modelo atómico de Thompson fue refutado en 1909 por uno de sus
estudiantes, Ernest Rutherford, quien descubrió que la mayor parte de la masa y de
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la carga positiva de un átomo estaba concentrada en una fracción muy pequeña de
su volumen, que suponía que estaba en el mismo centro.
En su experimento, Hans Geiger y Ernest Marsden bombardearon partículas alfa a
través de una fina lámina de oro (que chocarían con una pantalla fluorescente que
habían colocado rodeando la lámina). Dada la mínima como masa de los electrones,
la elevada masa y momento de las partículas alfa y la distribución uniforme de la
carga positiva del modelo de Thompson, estos científicos esperaban que todas las
partículas alfa atravesasen la lámina de oro sin desviarse, o por el contrario, que
fuesen absorbidas. Para su asombro, una pequeña fracción de las partículas alfa
sufrió una fuerte desviación. Esto indujo a Rutherford a proponer el modelo planetario
del átomo, en el que los electrones orbitaban en el espacio alrededor de un gran
núcleo compacto, a semejanza de los planetas y el Sol.
Descubrimiento de los isótopos
En 1913, Thompson canalizó una corriente de iones de neón a través de campos
magnéticos y eléctricos, hasta chocar con una placa fotográfica que había colocado
al otro lado. Observó dos zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos
trayectorias de desviación diferentes. Thompson concluyó que esto era porque
algunos de los iones de neón tenían diferentes masas; así fue como descubrió la
existencia de los isótopos.
Descubrimiento del neutrón
Modelos cuánticos del átomo
El modelo de Bohr.
La teoría cuántica revolucionó la física de comienzos del siglo XX, cuando Max
Planck y Albert Einstein postularon que se emite o absorbe una leve cantidad de
energía en cantidades fijas llamadas cuantos. En 1913, Niels Bohr incorporó esta
idea a su modelo atómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar alrededor del
núcleo en órbitas circulares determinadas, con una energía y un momento
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angular fijos, y siendo proporcionales las distancias del núcleo a los respectivos
niveles de energía. Según este modelo, los átomos no podrían describir espirales
hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera continua; en cambio,
sólo podrían realizar "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de
energía. Cuando esto ocurre, el átomo absorbe o emite luz a una frecuencia
proporcional a la diferencia de energía (y de ahí la absorción y emisión de luz en los
espectros discretos). Arnold Sommerfeld amplió el átomo de Bohr en1916 para incluir
órbitas elípticas, utilizando una cuantificación de momento generalizado.
El modelo de Bohr-Sommerfeld ad hoc era muy difícil de utilizar, pero a cambio hacía
increíbles predicciones de acuerdo con ciertas propiedades espectrales. Sin
embargo, era incapaz de explicar los átomos multielectrónicos, predecir la tasa de
transición o describir las estructuras finas e hiperfinas.
En 1924, Louis de Broglie propuso que todos los objetos —particularmente las
partículas subatómicas, como los electrones— podían tener propiedades
de ondas. Erwin Schrödinger, fascinado por esta idea, investigó si el movimiento de
un electrón en un átomo se podría explicar mejor como onda que como partícula.
La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926, describe al electrón como una
función de onda en lugar de como una partícula, y predijo muchos de los fenómenos
espectrales que el modelo de Bohr no podía explicar. Aunque este concepto era
matemáticamente correcto, era difícil de visualizar, y tuvo sus detractores. Uno de
sus críticos, Max Born, dijo que la función de onda de Schrödinger no describía el
electrón, pero sí a muchos de sus posibles estados, y de esta forma se podría usar
para calcular la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier posición dada
alrededor del núcleo.
En 1927, Werner Heisenberg indicó que, puesto que una función de onda está
determinada por el tiempo y la posición, es imposible obtener simultáneamente
valores precisos tanto para la posición como para el momento de la partícula para
cualquier punto dado en el tiempo.13 Este principio fue conocido como principio de
incertidumbre de Heisenberg.
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Los cinco orbitales atómicos de un átomo de neón, separados y ordenados en orden
creciente de energía. En cada orbital caben como máximo dos electrones, que están
la mayor parte del tiempo en las zonas delimitadas por las "burbujas".
Este nuevo enfoque invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas
circulares claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las
posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón
se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero —
dependiendo de su nivel de energía— tiende a estar con más frecuencia en ciertas
regiones alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas
como orbitales atómicos.
Modelo atómico de Bohr
Diagrama del modelo atómico 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 en1905.
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
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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.
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. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada
moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían
colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema
Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas,
cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede
entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en
adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.
Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y
sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al
número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo
cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.
Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K"
y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por
números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que
después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a
otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la
energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de
origen.
Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado
algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el
desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-
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corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la
mecánica cuántica.
Postulados de Bohr
EN 1913, NIEL 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.
La causa de que el electrón no radie energía en su órbita es, de momento, un
postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento
acelerado debe emitir energía en forma de radiación.
Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el
electrón: la fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza
centrífuga, repulsiva por tratarse de un sistema no inercial, deben ser iguales en
magnitud en toda la órbita. Esto nos da la siguiente expresión:
Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la
fuerza centrífuga; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número
atómico del átomo, e es la carga del electrón, es la masa del electrón, v es la
velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.
En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo:
Y ahora con ésta ecuación y sabiendo que la energía total es la suma de las
energías cinética y potencial:
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Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función
del radio de dicha órbita.
Segundo postulado
No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en
órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, , del electrón sea un múltiplo
entero de Esta condición matemáticamente se escribe:
Con
A partir de ésta condición y de la expresión para el radio obtenida antes, podemos
eliminar y queda la condición de cuantización para los radios permitidos:
Con ; subíndice introducido en esta expresión para resaltar que el
radio ahora es una magnitud discreta, a diferencia de lo que decía el primer
postulado.
Ahora, dándole valores a , número cuántico principal, obtenemos los radios de las
órbitas permitidas. Al primero de ellos (con n=1), se le llama radio de Bohr:
Expresando el resultado en ångström.
Del mismo modo podemos ahora sustituir los radios permitidos en la expresión
para la energía de la órbita y obtener así la energía correspondiente a cada nivel
permitido:
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Igual que antes, para el átomo de Hidrógeno (Z=1) y el primer nivel permitido (n=1),
obtenemos:
Que es la llamada energía del estado fundamental del átomo de Hidrógeno.
Y podemos expresar el resto de energías para cualquier Z y n como:
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 identifica la órbita inicial y la final, y es la frecuencia.
Entonces las frecuecias de los fotones emitidos o absorbidos en la transición serán:
A veces, en vez de la frecuencia se suele dar la inversa de la longitud de onda:
Ésta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la fórmula
fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las líneas
espectrales observadas desde finales del siglo XIX en la desexcitación del
Hidrógeno, que venían dadas por:
Con , y donde es la constante de Rydberg para el hidrógeno. Y
como vemos, la expresión teórica para el caso , es la expresión predicha por
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Balmer, y el valor medido experimentalmente de la constante de Rydberg (
), coincide con el valor de la fórmula teórica.
Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo. Basándose en la constante de Planck consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.
El modelo del átomo cúbico fue un modelo atómico temprano, en el que los electrones del átomo estaban posicionados siguiendo los ocho vértices de un cubo. Esta teoría fue desarrollada en 1902 por Gilbert N. Lewis y publicada en 1916 en el artículo "The Atom and the Molecule" (El Átomo y la Molécula); sirvió para dar cuenta del fenómeno de la valencia. Se basa en la regla de Abegg. Fue desarrollada posteriormente por Irving Langmuir en 1919, como el átomo del octeto cúbico. La figura a continuación muestra las estructuras de los elementos de la segunda fila de la tabla periódica.
Aunque el modelo del átomo cúbico fue abandonado pronto en favor del modelo mecánico cuántico basado en la ecuación de Schrödinger, y es en consecuencia sólo de interés histórico, representó un paso importante hacia el entendimiento del enlace químico. El artículo de 1916 de Lewis también introdujo el concepto del par de electrones en el enlace covalente, la regla del octeto, y la ahora llamada estructura de Lewis.
Modelo atómico de Rutherford
El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o
teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el
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químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados
de su"experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.
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 velocidad alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga
eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.
Rutherford Llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una
región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa.
sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se
concentra la masa y de carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentra
los electrones de carga negativa.
Modelo atómico 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).
Órbitas elípticas en el modelo de Sommerfeld.
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. 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.
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l = 2 se denominarían d o diffuse.
l = 3 se denominarían f o fundamental.
Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld
postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo
como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará
situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces superior
a la masa del electrón.
Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al
emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las órbitas del
electrón pueden ser circulares y elípticas. Introduce el número cuántico secundario o
azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,…(n-1), e indica el
momento angular del electrón en la órbita en unidades de , determinando los
subniveles de energía en cada nivel cuántico y la excentricidad de la órbita.
Resumen
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.
Modelo atómico de Schrödinger
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de
energía.
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El modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se
basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático
con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los
electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia
cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.
Características del modelo
El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones
como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación
ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda
material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función
de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones
concebidos como partículas cuasi puntuales cuya probabilidad de presencia en una
determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en
una región. Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era
modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que la
posición y la cantidad de movimiento pueden conocerse simultáneamente, por
el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no están
determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y
su distribución de probabilidad.
Adecuación empírica
El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisión
espectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El modelo también
predice adecuadamente la modificación de los niveles energéticos cuando existe un
campo magnético o eléctrico (efecto Zeeman y efecto Stark respectivamente).
Además, con ciertas modificaciones semiheurísticas el modelo explica el enlace
químico y la estabilidad de las moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en
los niveles energéticos puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, pero
donde el electrón es descrito mediante la ecuación relativista de Dirac en lugar de
mediante la ecuación de Schrödinger. El átomo reside en su propio eje.
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Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a una
confusión ya que no explica la estructura completa del átomo. El modelo de
Schrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interacción con
la estructura electrónica de otros átomos, pero no explica como es el núcleo atómico
ni su estabilidad.
Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico
1808
John Dalton
Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadasleyes clásicas de la Química.
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,iguales entre sí en cada elemento químico.
1897
J.J. Thomson
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.(Modelo atómico de Thomson.)
1911
E. Rutherford
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.
Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.(Modelo atómico de Rutherford.)
1913
Niels Bohr
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.(Modelo atómico de Bohr.)
ISÓTOPOS: Se llaman isótopos cada una de las variedades de un átomo de cierto
elemento químico, los cuales varían en el núcleo atómico. El núcleo presenta el
mismo número atómico (Z), constituyendo por lo tanto el mismo elemento, pero
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presenta distinto número másico (A).
Los diferentes átomos de un mismo elemento, a pesar de tener el mismo número de
protones y electrones (+ y -), pueden diferenciarse en el número de neutrones.
Puesto que el número atómico es equivalente al número de protones en el núcleo, y
el número másico es la suma total de protones y neutrones en el núcleo, los isótopos
del mismo elemento sólo difieren entre ellos en el número de neutrones que
contienen.
Los elementos, tal como se encuentran en la naturaleza, son una mezcla de
isótopos. La masa atómica que aparece en la tabla periódica es el promedio de
todas las masas isotópicas naturales, de ahí que mayoritariamente no
sean números enteros.
En la notación científica, los isótopos se identifican mediante el nombre del
elemento químico seguido del número de nucleones (protones y neutrones) del
isótopo en cuestión, por ejemplo hierro-57, uranio-238 y helio-3; en la notación
simbólica, el número de nucleones
se denota como
superíndice prefijo del
símbolo químico, en los casos
anteriores: 57Fe, 238U y 3He.
Un átomo no puede tener cualquier
cantidad de neutrones. Hay
combinaciones "preferidas" de
neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que mantienen la cohesión del núcleo
parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros tienden a tener tantos neutrones
como protones; los elementos pesados aparentemente necesitan más neutrones que
protones para mantener la cohesión. Los átomos con algunos neutrones en exceso o
no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo, pero son inestables.
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Los átomos inestables son radioactivos: sus núcleos cambian o se desintegran
emitiendo radiaciones.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
La materia puede clasificarse en dos categorías principales:
Sustancias puras, cada una de las cuales tiene una composición fija y un único conjunto de propiedades.
Mezclas, compuestas de dos o más sustancias puras.
Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos, mientras que las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas:
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MATERIA
SUSTANCIAS PURAS
ELEMENTOS QUÍMICOS COMPUESTOS
MEZCLAS
HOMGÉNEAS (Disoluciones) HETEROGÉNEAS
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Estados de la materia
La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso.Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua.La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso:
Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras.
Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos.
Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.
Estado sólido
Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas:
Estado líquido
Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o
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la viscosidad.En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).
Estado gaseoso
Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión:
Cambios de estado
Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío pasa de un estado a otro, decimos que ha cambiado de estado. En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se derrite y si calentamos agua líquida vemos que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse. Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.
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BIBLIOGRAFIA.
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/
materiales/atomo/modelos.htm
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/
clasif/clasifica1.htm
http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema3/index3.htm
Nota del autor del artículo:
Procesos Químicos 01.
Este artículo fue preparado con la firme convicción de ser meramente didáctico sin
ánimo de lucro y que sirva de consulta a los aprendices en sus labores escolares.
Sus conceptos son tomados de la web y doy gracias a Dios por permitirme utilizarlos
en la firme tarea de colaborar a nuestras comunidades.
Se recuerda que los principios de la química son derechos intrínsecos de la
humanidad.
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