Nombre Autor
John Dalton J.J. Thomson E.Rutherford
Niels Bohr
Modelos Atómicos Modelo Conceptos Básicos Propuesto Pincha aquí para ver el modelo
Discontinuidad de la materia Los átomos del mismo tipo tienen igual masa y propiedades (no se incluye el concepto de isótopos)
Divisibilidad del átomo El átomo se considera como una esfera de carga positiva, con los electrones repartidos como pequeños gránulos.
Conceptos de núcleo y corteza Los electrones giran alrededor del núcleo como los planetas alrededor del Sol (modelo planetario).
Conceptos previos o Espectros atómicos o Teoria cuántica de Planck Postulados de Bohr Números cuánticos: o Corrección de Sommerfeld o Efecto Zeemann o Espín del electrón
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Schrödinger
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Conceptos previos o Dualidad corpúsculo-onda: hipótesis de Louis de Broglie o Principio de incertidumbre de Heisenberg Ecuación de Schrödinger
Modelo Atómico de Dalton Características del Modelo
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, ésta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en ningún experimento riguroso). Los postulados básicos de esta teoría atómica son: 1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades). 3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. 4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
Las insuficiencias del modelo son las siguientes: 1. Se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse. 2. Las Experiencias de Thomson.
Modelo Atómico de Thomson Características del Modelo Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales: .Electrones, con carga eléctrica negativa .Protones, con carga eléctrica positiva .Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones y protones.
Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía).
Las insuficiencias del modelo son las siguientes: - El átomo no es mazizo ni compacto como suponía Thomson, es prácticamente hueco y el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño del átomo, según demostro E. Rutherford en sus experiencias.
Modelo Atómico de Rutherford Características del Modelo En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en: · Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo). · Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol. Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está practicamente hueco. Insuficiencias del modelo de Rutherford: 1- Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve. 2- No explicaba los espectros atómicos.
Modelo Atómico de Bohr
Características del Modelo
Primer postulado El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. Segundo postulado Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 · p). Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos: mvr = n · h/(2 · p) -> r = a0 · n2
donde:
m: masa del electrón = 9.1 · 10-31 kg v: velocidad del electrón r: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo h: constante de Planck n: número cuántico = 1, 2, 3... a0: constante = 0,529 Å Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.
Tercer Postulado 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 · v
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). Correcciones al modelo de Bohr: números cuánticos. En el modelo original de Bohr, 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. 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)
Número cuántico secundario o azimutal (l): corrección de Sommerfeld. En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr 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
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.
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.
Insuficiencias del modelo de Bohr. · El modelo de Bohr 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 Bohr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica. · El modelo no consigue explicar como los átomos individuales obran recíprocamente con otros átomos para formar los agregados de la sustancia que observamos.
Modelo Atómico Actual Modelo Atómico de la Mecánica Cuántica: Ecuación de Schrödinger La Mecánica Cuántica (1927) engloba la hipótesis de Louis de Broglie y el Principio de indeterminación de Heisenberg. El carácter ondulatorio del electrón se aplica definiendo una función de ondas, Ψ, utilizando una ecuación de ondas, que matemáticamente es una ecuación diferencial de segundo grado, es decir, una ecuación en la cual intervienen derivadas segundas de la función Ψ.
Al resolver la ecuación diferencial, se obtiene que la función Ψ depende de una serie de parámetros, que se corresponden con los números cuánticos, tal y como se han definido en el modelo de Böhr. La ecuación sólo se cumplirá cuando esos parámetros tomen determinados valores permitidos (los mismos valores que se han indicado antes para el modelo de Böhr).
El cuadrado de la función de ondas, Ψ2, corresponde a la probabilidad de encontrar al electrón en una región determinada, con lo cual se está introduciendo en el modelo el Principio de Heisenberg. Por ello, en este modelo aparece el concepto de orbital: región del espacio en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón. (No debe confundirse el concepto de orbital con el de órbita, que corresponde al modelo de Bohr: una órbita es una trayectoria perfectamente definida que sigue el electrón, y por tanto es un concepto muy alejado de la mecánica probabilística.)
Números cuánticos. En este modelo atómico, se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo de Bohr y con los mismos valores permitidos, pero cambia su significado físico, puesto que ahora hay que utilizar el concepto de orbital.
Número Cuántico Principal (n) Significado Físico: · Energía total del electrón (nivel energético en que se encuentra el electrón). · Distancia del electrón al núcleo.
Valores Permitidos: 1, 2, 3....
Número Cuántico Secundario o Azimutal (l) Significado Físico: Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n. Valores Permitidos: 0, 1, 2, ..., n-1
Números Cuántico Magnético (ml ) Significado Físico: Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo. Valores Permitidos: -l, ..., 0, ..., + l
Estos tres números cuánticos anteriores determinan al orbital. Además existe un cuarto número cuántico, llamado Spin del Electrón: Espín (s) Significado Físico: Sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Valores Permitidos: ±½ Así, cada conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza a un electrón: Esto se refleja en el Principio de exclusión de Pauli (1925): en un átomo no puede haber dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales, al menos se tendrán que diferenciar en uno de ellos.
-Este modelo es válido para explicar la configuración electrónica de los átomos. Por la configuración electrónica se deducen las propiedades de los átomos, y en base a las propiedades de los átomos se explican los enlaces que originan las distintas sustancias químicas.