Historia: modelos atómicos
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Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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Actividad. Relaciona las siguientes conclusiones experimentales con el modelo atómico a que dieron lugar:
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I modelo: John Dalton (1766-1844)
Descubrimientos experimentales:
Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.
Ley de Conservación de Masas. (Lavoisier)
I Modelo Atómico
En 1808, Dalton publicó la teoría atómica moderna y el primer modelo atómico de la materia, ambos constituyen la base de la química moderna. Los principios fundamentales o postulados de esta teoría son:
1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.
3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos distintos, en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada elemento están en una relación de números enteros y pequeños.
4. En las reacciones químicas, los átomos se interaccionan formando diferentes sustancias, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.
Descubrimientos experimentales:
La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas y por tanto de que los átomos no eran indivisibles como postulaba la
Descubrimientos experimentales:
Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección de Ernest Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de atómo macizo existente.
Mediante un análisis matemático de las fuerzas involucradas, Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío, lo que explicaba por qué la mayoría de las partículas que bombardeaban la lámina de oro, pasaran a través de ella sin desviarse.
III Modelo Atómico
Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de bombardeo de láminas delgadas de metales, estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear.
El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.
El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva).
La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
Descubrimientos experimentales:
En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma. El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda desde el rojo al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm -nanómetro- = 10-9 m).
En cambio la luz emitida por un gas incandescente no es blanca sino coloreada y el espectro que se obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es bastante diferente. Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento (es decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico que puede utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.
Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro:
El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas emisiones discretas de radiación por los átomos. Además presentaba el inconveniente de ser inestable: Según la física clásica una carga en movimiento emite continuamente energía por lo que los electrones radiarían energía continuamente hasta "caer" en el núcleo, con lo que el átomo se destruiría.
IV Modelo Atómico
En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno.
Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos.
Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar.
V modelo atómico: Erwin Schrödinger (1887-1991)
V Modelo Atómico
El modelo atómico de Schrödinger es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo el electrón se contemplaba originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.
3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos distintos, en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada elemento están en una relación de números enteros y pequeños.
4. En las reacciones químicas, los átomos se interaccionan formando diferentes sustancias, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.
I Modelo del átomo: Modelo de Dalton
Consistía en una esfera sólida y diminuta sin núcleo y sin cargas eléctricas.
II modelo atómico: Sir Joseph John Thomson (1856-1940)
Descubrimientos experimentales:
La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas y por tanto de que los átomos no eran indivisibles como postulaba la
teoría atómica de Dalton, se obtuvo de los estudios de la conductividad eléctrica de gases a bajas presiones.
Los gases son aislantes para voltajes bajos, sin embargo, frente a voltajes elevados se vuelven conductores. Cuando en un tubo de vidrio que contiene un gas se hace parcialmente el vacío y se aplica un voltaje de varios miles de voltios, fluye una corriente eléctrica a través de él. Asociado a este flujo eléctrico, el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de luz de colores, denominados rayos catódicos, que son desviados por la acción de los campos eléctricos y magnéticos.
Mediante un estudio cuidadoso de esta desviación, J. J. Thomson demostró en 1897 que los rayos estaban formados por una corriente de partículas cargadas negativamente, que llamó electrones.
Los gases son aislantes para voltajes bajos, sin embargo, frente a voltajes elevados se vuelven conductores. Cuando en un tubo de vidrio que contiene un gas se hace parcialmente el vacío y se aplica un voltaje de varios miles de voltios, fluye una corriente eléctrica a través de él. Asociado a este flujo eléctrico, el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de luz de colores, denominados rayos catódicos, que son desviados por la acción de los campos eléctricos y magnéticos.
Mediante un estudio cuidadoso de esta desviación, J. J. Thomson demostró en 1897 que los rayos estaban formados por una corriente de partículas cargadas negativamente, que llamó electrones.
II Modelo Atómico
La identificación por J.J. Thomson de unas partículas subatómicas cargadas negativamente, los electrones, a través del estudio de los rayos catódicos, y su posterior caracterización, le llevaron a proponer un modelo de átomo que explicara dichos resultados experimentales. Se trata del modelo conocido informalmente como el pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como 'ciruelas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva.
La identificación por J.J. Thomson de unas partículas subatómicas cargadas negativamente, los electrones, a través del estudio de los rayos catódicos, y su posterior caracterización, le llevaron a proponer un modelo de átomo que explicara dichos resultados experimentales. Se trata del modelo conocido informalmente como el pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como 'ciruelas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva.
II Modelo del átomo: Modelo de Thomson llamado "pudín de pasas", una esfera sólida con cargas eléctricas: positivas y negativas.
III modelo atómico: Sir Ernest Rutherford (1871-1937)
Descubrimientos experimentales:
Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección de Ernest Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de atómo macizo existente.
Mediante un análisis matemático de las fuerzas involucradas, Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío, lo que explicaba por qué la mayoría de las partículas que bombardeaban la lámina de oro, pasaran a través de ella sin desviarse.
Desviación de las partículas α.
III Modelo Atómico
Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de bombardeo de láminas delgadas de metales, estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear.
El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.
El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva).
La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
III modelo del átomo: Modelo de Rutherford, una esfera casi de espacio vacío con un núcleo pequeño y positivo y con electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo.
Experimento de Rutherford de la laminilla de oro.
IV modelo atómico: Niels Bohr (1885-1962)
Descubrimientos experimentales:
En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma. El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda desde el rojo al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm -nanómetro- = 10-9 m).
En cambio la luz emitida por un gas incandescente no es blanca sino coloreada y el espectro que se obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es bastante diferente. Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento (es decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico que puede utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.
Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro:
Espectros Atómicos Discontinuos.
El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas emisiones discretas de radiación por los átomos. Además presentaba el inconveniente de ser inestable: Según la física clásica una carga en movimiento emite continuamente energía por lo que los electrones radiarían energía continuamente hasta "caer" en el núcleo, con lo que el átomo se destruiría.
IV Modelo Atómico
En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno.
Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos.
Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).
Espectros de emisión y absorción
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar.
IV Modelo del átomo: Modelo de Bohr, consistía en una esfera de espacio casi vacío con niveles de energía circulares bien establecidos en los cuales se encuentran los electrones.
V modelo atómico: Erwin Schrödinger (1887-1991)
V Modelo Atómico
El modelo atómico de Schrödinger es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo el electrón se contemplaba originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.
Modelo actual del átomo también llamado de Schrodinger, una esfera casi de espacio vacío con zonas de alta probabilidad de ubicar a los electrones.
Erwin Schrodinger
