Presentación: Modelos Atómicos (quimica - 3º


Modelos AtómicosVersión en línea Conocer la historia de los modelos atómicos por Arriaga Diaz Michelle 1 Modelos Atómicos A través de los siglos, el hombre ha especulado acerca de la naturaleza de las partículas esenciales de la materia. A simple vista, la materia aparece como una masa continua, sin embargo, la evidencia experimental ha probado que está formada por partículas sumamente pequeñas. 2 Democrito Observó que a simple vista las sustancias eran continuas pero se podían dividir; se preguntó si era posible dividir una sustancia indefinidamente. Pensaba que no, que llegaba un momento en que se obtenían unas partículas que no podían ser divididas más, a esas partículas las llamó átomo, que proviene del griego y significa indivisible. Cada elemento tenía un átomo con unas propiedades y formas específicas, distintas de las de los átomos de los otros elementos, no obstante, sus ideas sin estar olvidadas completamente cayeron en desuso durante más de dos mil años. Sin embargo, continúo el estudio de las sustancias, se desarrolló la Química y se hicieron muchos descubrimientos y leyes que rigen el comportamiento de la materia. 3 Jhon Dalton Todos los elementos están formados por partículas demasiado pequeñas para ser vistas, llamados átomos una teoría atómica; según esta teoría los elementos estaban formados por átomos, indivisibles e indestructibles, todos iguales entre sí pero distintos de los átomos de los otros elementos. 4 Joseph John Thomson Consistía en una esfera solida, de carga positiva, en la que se encuentran incrustados los electrones, y la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin. 5 Ernest Rutherford Consistía en bombardear una fina lámina de oro con rayos alfa. Para observar el resultado de dicho bombardeo alrededor de la lámina de oro colocó una pantalla fluorescente 6 Niels Bohr Bohr propuso su modelo para el átomo, comparándolo con el sistema solar. En el modelo los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo que es el centro del átomo, se consideran las fuerzas de atracción eléctrica entre las cargas del núcleo que son positivas y los electrones que tienen carga negativa. El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, pero en el espectro realizado para otros átomos se observó que los electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal, la conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. 7 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 orbitas elípticas. Lo anterior dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal que determina la forma de los orbitales, se representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1 y determina la excentricidad de la órbita 8 Louis- Victor de Broglie Sugirió que los electrones tenían tanto propiedades de ondas como propiedades de partículas, esta propuesta constituyó la base de la mecánica cuántica. A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (como onda y como partícula) surgió el principio enunciado por Werner Heisenberg, conocido también como principio de incertidumbre, el cual dice: "Es imposible determinar simultáneamente, y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón." Así surge un nuevo concepto, el orbital atómico. Es la región del espacio en la que existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Ya en la década de 1920 se propuso, gracias a los esfuerzos de Schrödinger, Heisenberg y el propio Bohr, la teoría de la mecánica cuántica que da explicación del comportamiento de los electrones y átomos, individualmente, en compuestos y en las transformaciones químicas. 9 Erwin Schrodinger El modelo de Schrödinger, con sus niveles y subniveles, explica perfectamente la estructura del átomo y nos da la forma geométrica de la densidad electrónica probable en cada uno de los niveles y subniveles de energía.

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Modelos Atómicos

A través de los siglos, el hombre ha especulado acerca de la naturaleza de las partículas esenciales de la materia.

A simple vista, la materia aparece como una masa continua, sin embargo, la evidencia experimental ha probado que está formada por partículas sumamente pequeñas.

2

Democrito

Observó que a simple vista las sustancias eran continuas pero se podían dividir; se preguntó si era posible dividir una sustancia indefinidamente. Pensaba que no, que llegaba un momento en que se obtenían unas partículas que no podían ser divididas más, a esas partículas las llamó átomo, que proviene del griego y significa indivisible.

Cada elemento tenía un átomo con unas propiedades y formas específicas, distintas de las de los átomos de los otros elementos, no obstante, sus ideas sin estar olvidadas completamente cayeron en desuso durante más de dos mil años. Sin embargo, continúo el estudio de las sustancias, se desarrolló la Química y se hicieron muchos descubrimientos y leyes que rigen el comportamiento de la materia.

3

Jhon Dalton

Todos los elementos están formados por partículas demasiado pequeñas para ser vistas, llamados átomos una teoría atómica; según esta teoría los elementos estaban formados por átomos, indivisibles e indestructibles, todos iguales entre sí pero distintos de los átomos de los otros elementos.

4

Joseph John Thomson

Consistía en una esfera solida, de carga positiva, en la que se encuentran incrustados los electrones, y la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Imaginó el átomo como una

especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin.

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Ernest Rutherford

Consistía en bombardear una fina lámina de oro con rayos alfa. Para observar el resultado de dicho bombardeo alrededor de la lámina de oro colocó una pantalla fluorescente

6

Niels Bohr

Bohr propuso su modelo para el átomo, comparándolo con el sistema solar. En el modelo los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo que es el centro del átomo, se consideran las fuerzas de atracción eléctrica entre las cargas del núcleo que son positivas y los electrones que tienen carga negativa.

El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, pero en el espectro realizado para otros átomos se observó que los electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal, la conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.

7

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 orbitas elípticas.

Lo anterior dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal que determina la forma de los orbitales, se representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1 y determina la excentricidad de la órbita

8

Louis- Victor de Broglie

Sugirió que los electrones tenían tanto propiedades de ondas como propiedades de partículas, esta propuesta constituyó la base de la mecánica cuántica. A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (como onda y como partícula) surgió el principio enunciado por Werner Heisenberg, conocido también como principio de incertidumbre, el cual dice:

"Es imposible determinar simultáneamente, y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón."

Así surge un nuevo concepto, el orbital atómico. Es la región del espacio en la que existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Ya en la década de 1920 se propuso, gracias a los esfuerzos de Schrödinger, Heisenberg y el propio Bohr, la teoría de la mecánica cuántica que da explicación del comportamiento de los electrones y átomos, individualmente, en compuestos y en las transformaciones químicas.

9

Erwin Schrodinger

El modelo de Schrödinger, con sus niveles y subniveles, explica perfectamente la estructura del átomo y nos da la forma geométrica de la densidad electrónica probable en cada uno de los niveles y subniveles de energía.

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