MODELOS ATÓMICOS. Demócrito

Transcripción

1 MODELOS ATÓMICOS Demócrito En enseñaban la teoría de que todas las cosas materiales del mundo que nos rodea estaban formadas por partículas pequeñas e indivisibles a las que llamó átomo (del griego: a=no, temmei=división). Teoría atómica de Dalton John Dalton entre los años 1803 y 1807, desarrollo un modelo científico y formuló una serie de postulados concernientes a la naturaleza de los átomos y formuló una serie de postulados concernientes a la naturaleza de los átomos, los cuales destacaban la masa como una propiedad atómica fundamental. La teoría planteaba los siguientes postulados: 1- La materia está compuesta por partículas pequeñísimas llamadas átomos. 2- Los átomos son indivisibles y no pueden transformarse unos en otros. No pueden ser creados ni destruidos. 3- Los elementos están formados por átomos. Los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, forma, masa y todas las demás cualidades, pero son diferentes de los átomos de los otros elementos. 4- Los átomos se unen para formar las moléculas, combinándose en proporciones fijas de números enteros y pequeños. En una molécula de agua (H 2O), dos átomos de hidrógeno se combinan con un átomo de oxígeno y lo hacen siempre en la relación de 2:1. 5- Dos o más elementos, pueden combinarse de diferente manera para formar más de una clase de compuestos. Por ejemplo, entre el carbono y el oxígeno, se forma el CO y el CO 2. En cada uno de estos compuestos hay una proporción en átomos y en masa diferente pero definida, y siempre en la relación de números enteros y pequeños. Estos postulados fueron la primera formulación racional de las leyes cuantitativas de las combinaciones químicas, leyes que forman la base experimental de la teoría atómica: La ley de la conservación de la materia, la ley de las Proporciones Definidas y la ley de las Proporciones Múltiples. Figura 1. Modelo Atómico de Dalton

2 Figura 2. Varios átomos y moléculas representados en A New System of Chemical Philosophy (1808 de John Dalton ) Las insuficiencias del modelo son las siguientes: 1. Se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse. 2. Las Experiencias de Thomson.

3 MODELO ATÓMICO DE THOMSON En 1900, se tuvo que revisar el modelo atómico de Dalton debido a los recientes descubrimientos de la electricidad estática, la existencia de las partículas positivas (protón) y negativas (electrón). Thomson planteó un modelo llamado del pastel o budín de pasas. Sugirió un átomo formado por una esfera uniforma de materia, cargada positivamente (protones), en la que residía la mayor parte del átomo, sobre la cual se encontraban incrustados los electrones, en número igual que las cargas positivas, como las pasas de un budín. Figura 3. Modelo atómico de Thomson 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 Gracias al experimento sobre la dispersión de las partículas alfa (ɑ), Ernest Rutherford sugirió que el átomo poseía un núcleo o centro en el que se concentraba la carga positiva y la masa. Conocida la masa de las partículas por su energía cinética y la magnitud de la carga, Rutherford pudo calcular el radio del núcleo, determinó que era de 1x10-12 cm. Comparó este valor con el del radio del átomo que es 1x10-8 cm y demostró que el núcleo tiene un radio que es veces menor que el radió del átomo. Rutherford llegó a la conclusión de que el volumen ocupado por el átomo es en gran parte espacio vacío, que toda la carga positiva y la masa del átomo están concentradas en el núcleo y que los

4 electrones en número igual a las cargas positivas en el núcleo, se encuentran distribuidas en un espacio muy amplio fuera de él. Conclusiones de Rutherford: 1. El átomo tiene un núcleo en el que está concentrada la masa y la carga positiva. 2. El radio del núcleo es 1x10-12 cm y el radio del átomo es 1x10-8 cm ( veces mayor) 3. Los electrones en número igual a las cargas positivas en el núcleo están distribuidos en un espacio muy amplio fuera del núcleo. 4. El volumen ocupado por el átomo es en gran parte espacio vació. Rutherford propone entonces su modelo: imaginó el átomo como un sistema solar diminuto y propuso que los electrones giran velozmente alrededor del núcleo, de la misma forma que los planetas lo hacen alrededor del Sol. Figura 4. Diagrama que representa el experimento de Rutherford sobre la dispersión de las partículas alfa (ɑ). Figura 5. Modelo Atómico propuesto por Ernest Rutherford

5 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. Aportes de Max Planck En 1900, propone su teoría cuántica, explica que la radiación no puede ni emitirse ni absorberse de manera continua, sino que la energía radiante es discontinua y consiste en paquetes individuales de energía llamados cuantos o fotones. Con la teoría de Planck, la energía es cuantizada y depende directamente de la frecuencia. Planck propone que la energía es proporcional a la frecuencia (v) de la radiación en la siguiente ecuación. E =hv h= 6,62x10-27 ergios/s E=energía v=frecuencia MODELO ATÓMICO DE BOHR En 1911, Niels Bohr propone un modelo para el átomo de hidrógeno que conserva el modelo primitivo de Rutherford, y para confirmarle estabilidad al átomo introduce la teoría cuántica de Planck y Einstein. Con este modelo explicó: 1. La estabilidad de los átomos 2. La longitud de onda de las líneas espectrales de los elementos. Bohr pensó que en el átomo de hidrógeno deberían de existir solo ciertos niveles definidos de energía y de acuerdo con la idea del fotón estos niveles están separados por incrementos o cuantos de energía. Si un fotón de luz (cuanto) que tiene la cantidad justa de energía, es absorbido por un átomo, este sube al nivel de energía más alto siguiente. No puede tener existencia estable entre los dos niveles. Si el fotón luego es emitido, el átomo regresa al nivel de energía más bajo y emite o irradia luz. La

6 longitud de onda de la luz irradiada depende de la cantidad de energía que interviene en el salto del nivel más alto al más bajo. Figura 6. Modelo Atómico de Niels Bohr y transiciones electrónicas Bohr daba por un hecho que se conoce con exactitud la posición y la velocidad del electrón. Sin embargo, el concepto de que el electrón tiene asociada una onda implícita que la partícula no puede ser localizada con precisión, en un espacio dado. Principio de Incertidumbre Un modelo importante, que desplaza el modelo de Bohr y que es el tercer pilar en que descansa la teoría atómica moderna es el Principio de Incertidumbre, propuesto por Werner Heisenberg, en 1926, el cual establece: Es imposible conocer simultáneamente y de manera precisa la posición y la velocidad de un cuerpo tan pequeño como el electrón en un instante dado Por lo tanto, si se conoce la posición de un electrón no se conocerá con exactitud su velocidad, y si se conoce la velocidad no se conocerá con exactitud su posición. Es decir, la velocidad del electrón es tan incierta que no existe la posibilidad de especificar su trayectoria. MODELO ATÓMICO DE SCHRODINGER En el estudio del átomo, las magnitudes que tiene principal interés son las energías de los electrones y las posiciones de estos en relación con el núcleo y en relación con otros electrones. Erwin Schrodinger en 1926, partiendo de las ecuaciones que rigen las ondas, según la física clásica, Schrodinger propone una ecuación general de propagación para las ondas que acompañan y dirigen el movimiento del electrón en el átomo.

7 La ecuación de onda es la expresión matemática de cómo la probabilidad de encontrar una partícula varía de un lugar a otro, lo que no contradice el Principio de Incertidumbre. Se pierde la idea de órbita electrónica y es reemplazada por una descripción de dónde es más probable que se encuentre el electrón. Está descripción recibe el nombre de orbital: Orbital Volumen de espacio, con cierta forma, que se encuentra alrededor del núcleo atómico, en donde es muy probable que se encuentre un electrón de una determinada energía. Figura 7. Modelo Atómico de Erwin Schrodinger