Historia. Modelos atómicos.

1. Historia. Modelos atómicos. Modelo atómico de Dalton. 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.

2. Modelo atómico de Thomson 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 es la siguientes: El átomo no es macizo ni compacto como suponía Thomson, es prácticamente hueco y el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño del átomo, según demostró E. Rutherford en sus experiencias.

3. Modelo atómico de Rutherford 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 prácticamente 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.

4. MODELO ATOMICO DE BOHR

5. Introducción En 1913, Niels Bohr, físico danés, propuso una teoría que se baso en el espectro del átomo de hidrogeno y uso el concepto de la teoría cuántica para explicar las configuraciones electrónicas de los átomos. De acuerdo con esta teoría, el electrón del hidrogeno puede existir solamente en ciertas orbitas esféricas (o capas, o niveles de energía) las cuales están arregladas concéntricamente alrededor del núcleo. Bohr dijo que los electrones se movían alrededor del núcleo en varios niveles de energía, a veces como lo hacen los planetas alrededor del sol. La idea de un diminuto sistema planetario en el átomo fue aceptada. Sin embargo, esta analogía no es correcta debido a que el núcleo y el electrón son partículas con cargas eléctricas opuestas, y el electrón al moverse alrededor del núcleo a una gran velocidad, debía perder energía, y en consecuencia se acercaría a el núcleo describiendo orbitas cada vez mas pequeñas.

6. Postulados de BohrPrimer Postulado. Los electrones que estaban fuera del núcleo de los átomos solo podían encontrarse en determinados y definidos niveles de energía, es decir, en los átomos existen niveles de energía electrónica que están cuantificados. Cuando un electrón se mueve en cualquier orbita tiene una energía definida, característica de la orbita.

7. Segundo Postulado. Mientras los electrones se mantienen en determinados niveles de energía electrónica, no ganan ni pierden energía. Estos niveles estables de energía son llamados estados estacionarios del átomo. 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 kgv: velocidad del electrónr: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleoh: constante de Planckn: 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.

8. Tercer Postulado. Un electrón puede saltar a un nivel mayor energía cuando el átomo absorbe energía. Cuando un electrón desciende o cae a un nivel de menor energía, el átomo emite energía. El electrón no puede detenerse entre estos niveles. Como estos saltos solo pueden ocurrir entre niveles definidos de energía, están involucradas cantidades definidas de energía. 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).

9. Cuarto Postulado. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantiados del momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación: Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal. La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A esta distancia se le denomina radio de Bohr. Un electrón en este nivel fundamental no puede descender a niveles inferiores emitiendo energía. 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.

10. 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)

11. 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

12.  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.  Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores: +1/2, -1/2. NUMERO CUANTICO DE ESPN (S)

13.  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.

14. Referencias. Introducción a la física moderna. Mauricio García. Universidad Nacional de Colombia. 2003. Física. Serway Mc Graw Hill. Tomo II, cuarta edicion,1997. http://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Bohr http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Atomo http://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-atomico.shtml Presentado por: Leonardo Castro P. Ing. Civil Cod. 213636 G8N7