Modelos
Atómicos
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Enlaces interesantes para los que quieran saber más:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm (tutotial
online muy bueno)
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma1.html (muy buen resumen con muy buenas simulaciones
interactivas de todo lo que vamos a ver)
Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos
Módelo atómico de Dalton I
John Dalton enunció unos postulados que le han valido el titulo de
"padre de la teoría atómica-molecular". Dalton trató de buscar la
explicación de las leyes ponderales (clásicas) que experimentalmente
habían comprobado él y otros químicos europeos.
Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los
átomos de cada elemento debían tener la misma
masa.
Dalton llegó a expresar sus postulados después de
haber experimentado y comprobado:
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-La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier.
- La ley de composición constante (Proust).
- La ley de las proporciones múltiples (Dalton).
- El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y Charles.
- La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de combinación.
Módelo atómico de Dalton II
Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir:
Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas,
llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles.
Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa atómica y
propiedades.
Todos los átomos de diferentes elemento tienen masas y propiedades
diferentes.
Los átomos se combinan en relaciones sencillas (formando “grupos
de átomos” o moléculas para formar compuestos químicos.
Los compuestos químicos están formados por átomos diferentes; las
propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos
que tenga.
Las reacciones químicas son procesos donde los átomos de los
compuestos se recombinan (se separa y vuelven a combinar de forma
diferente) para formar nuevos compuestos
Módelo atómico de Dalton III
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Módelo atómico de Dalton IV
La teoría de Dalton supuso un gran avance e impulsó los conocimientos
químicos durante un siglo. Pero a pesar de sus intentos,
Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los átomos, pues sabemos
que es extremadamente pequeña, por lo que trató de calcular la masa de los
átomos con relación al hidrógeno, al que dió el valor unidad.
Así surgió la escala química de masa atómicas.
• Posteriormente se tomó como átomo de referencia el oxígeno, al que se
atribuyó una masa igual a 16, y se definió la unidad de masa atómica (uma
o u) como 1/16 de la masa del oxígeno.
• Actualmente la uma se define como 1/12 parte de la masa del isótopo
carbono-12 (12C) del carbono
• 1 uma=1 u = 1,660 538 86 × 10-27 Kg
Módelo atómico de Dalton: Limitaciones de la teoría
No hablaba de la estrúctura del átomo. No se conocían el electrón,
núcleo, protones, etc.
La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales
es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por
isótopos (Dalton lo desconocía).
Tampoco se hablaba de cargas eléctricas y no podía explicar las experien-
cias de electrólisis o la pila de volta
Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran,
pero hoy sabemos que se producen reacciones nucleares que rompen o transmutan los
átomos. Dalton no podía conocer estos avances.
La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva
consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa,
según la ecuación de Einstein:
E = m×c2
Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida
experimental con la balanza.
Módelo atómico de Thompson I
Joseph John Thomson (1856-1940)
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Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la
materia, especial-mente la de los gases.
• Descubrió que los rayos catódicos estaban
formados por partículas cargadas negativamente
(hoy en día llamadas electrones), de las que
determinó la relación entre su carga y masa (q/m).
• En 1906 le fue concedido el premio Nobel por sus
trabajos.
Millikan:
•Calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un
electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un
condensador.
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•Dió como valor de dicha carga e = 1,6×10-19 culombios.
Módelo atómico de Thompson II
La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J.
J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la
compresión actual de la estructura atómica.
El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estudio de las
descargas eléctricas en gases.
Tubo de rayos catódicos
utilizado por Thomson
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Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien definido sobre el
vidrio, este punto puede desviarse mediante campos eléctricos o magnéticos.
Módelo atómico de Thompson III
Experiencias Relacionadas I
Tubos de Rayos Catódicos
Módelo atómico de Thompson IV
Experiencias Relacionadas II
Carácter de Partícula del Electrón
Módelo atómico de Thompson V
Experiencias Relacionadas III
Experimento de Millikan.
Medicíón de la carga del electrón (Cuantización de la carga eléctrica)
Módelo atómico de Thompson VI
Thomson introduce así las ideas :
El átomo puede dividirse en partes más pequeñas.
a) Electrones con carga eléctrica negativa
b) En el resto del átomo tiene que estar la
carga eléctrica positiva
• Thomson considera el átomo como una gran esfera con carga
eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como
pequeños granitos (de forma similar a las semillas en una sandía).
• También se llamo el modelo del “puding de pasas”
Más tarde se desubrió la separación entre núcleo y electrones. Y después el resto
de partículas “elementales”: Protones (con carga eléctrica positiva) y Neutrones
(sin carga eléctrica) los dos con una masa mucho mayor que las de los electrones.
Módelo atómico de Thompson VII
Modelo Atómico de J. J. Thomson
Módelo atómico de Rutherford I
Ernest Rutherford, (1871-1937)
Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del
laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de
Química en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y
sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más
notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las
radiaciones emitidas por los elementos radiactivos.
Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la
dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas
metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico
de Thomson, que realizo Rutherford entre 1909 - 1911.
(Recuerda: Thompson concebía el átomo como una esfera de carga positiva
uniforme en la cual están incrustados los electrones).
Módelo atómico de Rutherford II
Se supone que el átomo consiste de un cierto número N de corpúsculos
cargados negativamente, acompañados de una cantidad igual de electricidad
positiva distribuida uniformemente en toda una esfera.
La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión debida
a un simple choque atómico es pequeña y que la estructura supuesta para el
átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida
sobre el mismo, a menos que se suponga que el diámetro de la esfera de
electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia
del átomo
Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso
de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la
constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados.
Módelo atómico de Rutherford III
Experiencias Relacionadas.
Dispersión de las Partículas Alfa
Módelo atómico de Rutherford IV
Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación
de las partículas emitidas en un proceso radiactivo. El montaje experimental que utilizaron
Geiger y Mardsen se puede observar en el dibujo.
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Experimento
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La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque
igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es
espacio vacío.
Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con
carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).
Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de
carga positiva.
El átomo
La mayoría del volumen del átomo es espacio vacío!!!!
Esta formado por un núcleo (positivo) y una corteza electrónica
(negativa) compuesta por electrones orbitando en torno al nucleo.
• Tamaño del atomo 1 x 10-10 m (aprox.)
• El nucleo tiene un tamaño 1 x 10-15 m (100.00 veces menor que el
átomo)
• El núcleo tiene casi el 100% de la masa.
Imagina .... el núcleo fuera del tamaño de un
Si
guisante, el átomo sería del tamaño de…………….
un estadio de futbol!!!!!!
http://www.stmary.ws/highschool/physics/home/notes/modPhysics/default.htm
El átomo
Masa Tamaño
Electrón 9,10×10–31 kg 1×10–18 m
Protón 1,673 × 10–27 kg 1×10–15 m
Núcleo del H 1,673 × 10–27 kg 1×10–15 m
Átomo del H 1,674 × 10–27 kg 1,0586 × 10–10 m
Núcleo del He 6,692× 10–27 kg
Átomo del He 6,694× 10–27 kg
Módelo atómico de Rutherford V
Posteriormente investigaciones de Rutherford pusieron de manifiesto que
la carga del núcleo era exactamente el número atómico multiplicado por la
carga del electrón.
Teniendo en cuenta ahora que el átomo de hidrógeno, por ser el más
ligero de todos, es el de número atómico igual a 1, puede pensarse que
está constituido por un electrón y un núcleo de igual carga, pero de signo
contrario que posee casi toda la masa del hidrógeno.
Este núcleo recibió el nombre de protón y se pensó que era una partícula
presente en los núcleos de todos los átomos.
Módelo atómico de Rutherford VI
El Modelo Atómico de Rutherford quedó constituido por:
Todo átomo está formado por un núcleo y corteza.
El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño volumen,
formado por un número de protones igual al número
atómico y de neutrones igual a la diferencia entre la
masa atómica y el número atómico, donde se
concentra toda la masa atómica.
Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza.
El modelo del átomo de RUTHERFORD se
parecía a un sistema solar en miniatura, con
los protones en el núcleo y los electrones
girando alrededor.
Módelo atómico de Rutherford: el núcleo
- Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de
cargas positivas (Z) igual al de electrones de la corteza.
- Girando alrededor en distintas órbitas circulares o elípticas, un
número de electrones igual a de protones.
- Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de
modo que su fuerza centrífuga es igual a la atracción
electrostática, pero de sentido contrario.
- Además, la masa de muchos átomos era mayor que la suma de las masas de sus
protones así que tenía que haber otra partícula con una gran masa y sin carga eléctrica
el neutrón .
Masa del neutrón masa del protón Masa del neutrón=1,675×10−27 Kg
Átomo de hidrogeno Átomo de Helio (He-4)
Átomo de deuterio (H-2)
Módelo atómico de Rutherford: el núcleo
En un átomo:
- Número atómico (Z): Número de protones. Indica la
carga eléctrica del núcleo y de la corteza
atómica
- Número másico (A): Número de protones+ número
de neutrones en el núcleo. Indica la masa del
nucleo (en u.m.a.)
- Isótopos: Átomos de un mismo elemento químico que tienen diferente
número de neutrones (y por tanto diferente masa). El número
átomico tiene que ser el mismo. Se representan así:
A
Z X
Módelo atómico de Rutherford: crítica
Crítica del modelo:
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del
átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros:
Según las teorías clásicas del electromagnetismo (teoría electromagnética de
Maxwell, ya probada experimentalmente) al ser el electrón una partícula
,cargada en movimiento debe emitir radiación constante (ondas
electromagnéticas) y por tanto, perder energía.
Esto debe hacer que disminuya el
radio de su órbita y el electrón
terminaría por caer en el núcleo; el
átomo sería inestable (colapsaría)
El modelo de Rutherford no explicaba los espectros atómicos.
Ya se conocían los espectros atómicos y las fórmulas de la serie de Balmer (1885) y la
serie de Paschen (1908-1909) que mostraban claramente el carácter cuantizado de la
energía de los electrones y de los valores de r, que tampoco tuvo en cuenta Rutherford al
deducir una continuidad geométrica y una consiguiente continuidad de energía.
Módelo atómico de Rutherford: crítica
Crítica del modelo II, otras consideraciones :
- Era conocida la hipótesis de Planck que no era tenida en cuenta.
- Como no se conocían los neutrones todos los cálculos anteriores incompletos.
Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y
lógicamente, también los cálculos
Ondas electromagnéticas
Ondas electromagnéticas:
• Es un fenómeno físico
que transporta energía
mediante la vibración de
campos eléctricos y
magnéticos.
• Están producidas por
carga eléctricas en
movimiento (aceleradas)
• Tienen tres propiedades
fundamentales:
•Frecuencia (f)
•Longitud de onda (λ)
•Energía que
transportan (E)
•Velocidad de
propagación (con la
que viajan “viajan”) (c)
• Cumplen:
c · f
Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético
Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético
TIPO DE Intervalos de las
RADIACION longitudes de onda
Rayos
Inferiores a 10-2 nanómetros
Gamma
Entre 10-2 nanómetros y 15
Rayos X nanómetros
Entre 15 nanómetros y 4×102
Ultravioleta nanómetros
ESPECTRO entre 4×102 nanómetros y
7,8×102 nanómetros
VISIBLE (4000 Ángstrom y 7800 Ángstrom)
Entre 7,8×102 nanómetros y
Infrarrojo 106 nanómetros
Entre 106 nanómetros y 3×108
Microondas nanómetros
Ondas de
Mayores de 3×108 nanómetros
Radio
Espectros atómicos
Espectros atómicos
Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de
descomponer la radiación electromagnética compleja que emite en
todas las radiaciones sencillas (colores) que la componen,
caracterizadas cada una por un valor de longitud de onda, λ.
Espectros atómicos
El espectro consiste en un conjunto de líneas, que corresponden cada una a una
longitud de onda.
Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción) o la
radiación que emite (espectro de emisión).
Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico
debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.
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La revolución: la nueva fisica
Teoría cuántica de Planck
La teoría cuántica se refiere a la energía:
Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede
absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que
definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que
será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la
materia);
O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba
deberá ser un número entero de cuantos.
Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación
similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón.
La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:
E = h×f
h: constante de Planck = 6,62×10-34 Joule · segundo
f: frecuencia de la radiación
Módelo de Bohr
POSTULADOS DE BÖHR.
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas
conclusiones que se contradecían claramente con los
datos experimentales.
Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban
demostrados en principio, pero que después llevaban a unas
conclusiones que sí coíncidían con los datos experimentales;
(es decir, la justificación experimental de este modelo es a
“posteriori”).
Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en
órbitas circulares sin emitir energía radiante.
Módelo de Bohr II
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Segundo postulado
El electrón no puede estar a
cualquier distancia del núcleo.
Sólo son posibles algunas
órbitas que vienen definidas por
los valores posibles para un
parámetro que se denomina
número cuántico principal, n.
Detalle (sólo para los curiosos):
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que una propiedad mecánica del electrón (y de cualquier
móvil que orbita) llamada momento angular es múltiplo entero de h/(2×π)
Puesto que el momento angular se define como L = m×v×r, tendremos:
m×v×r = n×h/(2×π)
y a partir de la ecuación de Newton F=ma donde F=Kq2/r2 y a=v2/r (movimiento circular) r = a0×n2
a0=radio de bohr = 0.529 A
Módelo de Bohr IV
Tercer Postulado
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite
en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:
Ea - Eb = h×f
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una
radiación, el electrón pasa a una órbita de
mayor (o menor) energía, y la diferencia
entre ambas órbitas se corresponderá con una
línea del espectro de absorción (o de emisión).
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Módelo de Bohr III
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Detalle del Tercer Postulado
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Módelo de Bohr V
Correcciones al modelo de Böhr: números cuánticos.
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico
principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza
alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Modelo de Bohr
Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos
experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al
electrón:
número cuántico secundario o azimutal (l)
número cuántico magnético (m)
número cuántico de espín (s)
Módelo de Bohr VI
Número cuántico secundario o azimutal (l): corrección de Sommerfeld
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del
electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas
elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al
electrón.
Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor
y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una
circunferencia.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos
son: l = 0, 1, 2, ..., n – 1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2
Módelo de Bohr VII
Número cuántico magnético (m).
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón
cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores
permitidos: - l, ..., 0, ..., + l
Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale l = 2, los valores permitidos para m
serán: -2, -1, 0, 1, 2
El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo
magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de
cualquier campo magnético externo que se le aplique.
Módelo de Bohr VIII
Número cuántico de espín (s).
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo
dos valores: +1/2, -1/2.
Fallos del modelo de Böhr.
El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de
hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar
justificar el enlace químico.
Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de
mecánica clásica y mecánica cuántica.
Módelo de Bohr IX
Análisis energético
Siguiendo razonamientos semejantes, es posible determinar la energía asociada a cada
órbita que resulta ser:
Ecuación que refleja nuevamente la
idea de cuantificación.
La energía del electrón varía de una forma discontinua. Cada valor En define un nivel
o estado energético del electrón.
El nivel E1, correspondiente al primer valor del número cuántico n, recibe el nombre de
nivel o estado fundamental y los sucesivos E2, E3... se denominan estados excitados.
El nivel fundamental corresponde al estado de mínima energía. A medida que crece
n, decrece su valor absoluto En , pero debido a su carácter negativo, su valor real
aumenta, de ahí que los estados excitados correspondan a niveles energéticos
superiores.
Módelo de Bohr X
Análisis energético
Enlaces interesantes para los que quieran saber más:
Enlaces interesantes para los que quieran saber más:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm
Tutotial online muy bueno, con la descripción de los módelos y las biografías de todos los
científicos importantes que participaron en este proceso. Con actividades interactivas
autocorregibles, os recomiendo las actividades de las secciónes: historia, esctructura y
configuración electrónica.
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma1.html
(muy buen resumen con muy buenas simulaciones interactivas de todo lo que hemos visto)
http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%c3%b3micos%20.NET/Tutorial/index.html
(muy buen tutorial con muy buenas simulaciones interactivas de todo lo que hemos visto, la
teoría tiene un poco más de nivel del que hemos visto)
http://www.ptable.com/
(tabla periódica completísima con todos los datos de cada elemento)