Modelo del atomo

Ya en el siglo XIX se establecen diferentes leyes de la combinación y con la clasificación periódlca de los elementos (1871 ) se potencia el estudio de la constitución de los átomos. Actualmente su objetivo es cooperar a la interpretación de la omposición, propiedades, estructura y transformaciones del universo, pero para hacer todo esto hemos de empezar de lo más simple y eso son los átomos, que hoy conocemos gracias a esas teorías enunciadas a lo largo de la historia. Estas teorías que tanto significan para la quimica es lo que vamos a estudiar en las próximas hojas de este trabajo.

La teoría atómica de Dalton. John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teor[a atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la uímica (ley de la conservación de la masa, real 2 OF resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltlples, realizada por él mismo).

Su teoría se puede resumir en: 1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2. – Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades. 3. – Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, n particular sus masas son diferentes. 4. – Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos. 5. – Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

Representación de distintos átomos según Dalton: iOxígeno Hidrógeno A Azufre Para Dalton los átomos eran esferas macizas. Cobre I Carbono Representación de un cambio químico, según Dalton: Esto quería decir que un átomo de oxigeno más un atomo de hidrógeno daba un átomo o molécula de agua. La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos elementos para formar «moléculas» de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxigeno y otro de hidrógeno.

Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los r estas combinaciones son compuestos diferentes, ex ión entre esas prop resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones. Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros sencillos.

A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial. De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada ue no se pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a manipular la caja (moverla en distintas direcciones, escuchar el ruido, pesarla… ) y formular un modelo de acuerdo con nuestra experiencia.

Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros dias se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de modelos Invalldados suceslvamente a la luz de nuevos acontecimientos. El modelo de Rutherford. Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.

La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atrave consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. La importancia del experimento estuvo en que mientras la ayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 1800.

El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo. Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución posición de los electrones. En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol.

Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, mite o absorbe radiación electromagnética.

El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emi s OF su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, deberla emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia deberla describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde. El modelo atómico de Bhor.

Niels Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros dlscontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford. Este modelo implicaba los siguientes postulados: 1 El electrón tenta ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenia una energía fija y definida. – Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradlaba pero cuando camblaba de estado absorb(a o desprendía energía. 3. – En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo. 4. – Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m • v • r) era un múltiplo entero de h/2 • 3. 14. Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900.

La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la OF electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la erradicación de un cuerpo sólldo caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores.

Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia. Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. n electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro. Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a na radiación de una determinada frecuencia. ¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia? Veamos la respuesta: En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía.

Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cu estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una adiación cuya energ(a será Igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles. La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre.

Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos. El modelo de Thompson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable.

El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos El modelo atómico de Thompson. Thompson, sir Joseph John (1856-1940). Fisico británico. Según el modelo de Thompson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía.

Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thompson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga. J. J. Thompson demostró en 1897 que est suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga. J. J. Thompson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas.

Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas. Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético. Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía vanarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnéticas eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.

El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y edir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1. 000 veces superior a la de cualquier ion. Esta constatación llevó a Thompson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es declr, partículas subatómicas a las que llamó electrones.

Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida. 1 . No explica porqué los protones permanecen unidos. Pensando un poco, se sabe que el protón es una partícula cargada positivamente y habiendo tantos protones separados muy poca dista partícula cargada positivamente y habiendo tantos protones separados muy poca distancia en un núcleo atómico, hay una fuerza de repulsión muy grande aplicada a una partícula muy pequeña.

Siguiendo este razonamiento, los protones tendrían que salir disparados del Básicamente dos defectos: núcleo, pero permanecen unidos gracias a la fuerza de interacción fuerte, que este modelo no explica. 2. No explica porqué los electrones no pierden energía. También para que los electrones estén tan separados del núcleo, tienen que tener una fuerza centrifuga muy fuerte que contrarreste la electromagnética. pero si giran con tanta velocidad en órbitas circulares deberían radiar energía en forma de ondas electromagnéticas, porque la aceleración no es constante. ero se conserva debido a los espectros de emisión y absorción. Por así lo, el átomo absorbe su propia energia. Teor[as que explican la naturaleza de la luz. TEORIA CORPUSCULAR(NE’MON) Supone que la luz está compuesta por una serie de corpúsculos o partículas emitidos por los manantiales luminosos, los cuales e propagan en linea recta y que pueden atravesar medios transparentes, y pueden ser reflejados por materias opacas.

Esta teoría explica: La propagación rectilínea de la luz, la refracción y reflexión. Esta teoría no explica: Anillos de Newton (Irisaciones en las láminas delgadas de los vidrios) Este fenómeno lo explica la teoría ondulatoria y lo veremos más adelante. Tampoco explica los fenómenos de interferencia y difraccion. TEORIA ONDULATORIA (HUYGENS) Esta teoría explica las leyes de la reflexión y la refracción, define la luz como un movimiento on 22