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Historia de los modelos atómicos:

La historia del modelo atómico comienza muchos siglos atrás, incluso antes de Cristo. En el

siglo V aC, los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida en tantas partículas

hasta llegar a un punto en que ya no se pudiera dividir mas, es decir que fuera indivisible. Es así

como Democrito hace una teoría en la que afirma que la materia está compuesta de partículas

indivisibles, a estas partículas las llamo átomos. La palabra átomo en griego significa indivisible.

Empédocles, otro filósofo griego, que no creía en dicha teoría y postulaba la idea de que la

materia estaba constituida por 4 elementos que se combinaban entre sí: el agua, la tierra el aire

y el fuego.

Posteriormente transcurre un período en la historia de la Química, donde la principal

preocupación es tratar de convertir los metales conocidos en oro. A los científicos encargados de

estos procesos se les llamaba alquimistas. Nunca se pudo lograr el objetivo de estos científicos.

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en todos los

campo propician los estudios en química.

Hacia finales del siglo XIX se descubrió que el átomo si es una partícula divisible, ya que

consta de tres partículas elementales, protones, neutrones y electrones.

Los primeros en ser descubiertos fueron los electrones en el año 1897 por el investigador

Sir Joseph Thomson.

Los protones fueron descubiertos al igual que el núcleo del átomo en 1911 por Ernest

Rutherford.

Los últimos en ser descubiertos fueron los neutrones en 1933 por James Chadwick (Gran

Bretaña).

MODELOS ATOMICOS

DEMÓCRITO:

El concepto de átomo es muy antiguo. El filósofo griego Demócrito (460 a 370 aC) pensaba

que el Universo se componía de vacío y átomos. Para él la materia estaba constituida por

partículas pequeñísimas e indivisibles a las que llamó “átomos” (del griego átomos = sin división).

Sin embargo admitía la teoría de los cuatro elementos que componían la materia (aire, agua, fuego

y tierra).

DALTON: (modelo de esferas macizas)

La teoría átomica moderna fué enunciada por el científico inglés John Daltón (1808) por

medio de sus postulados:

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1.- Los elementos simples están constituidos por átomos.

2.- Los átomos de un mismo elemento químico son idénticos.

3.- Los átomos de elementos químicos diferentes tienen distinta masa y propiedades.

4.- Combinando átomos diferentes en proporciones numéricas sencillas, se forman

las moléculas (H2O, CO2).

THOMSON: (modelo del “budín de pasas” o de esferas uniformes)

El inglés J. J. Thomson fue el primero en proponer un modelo para el

átomo. En 1904 tras el descubrimiento del electrón el profesor Thomson de la

Universidad de Cambridge, imaginó que si el átomo tenía cargas eléctricas

negativas (electrones), debería poseer en algún punto la suficiente carga

positiva para neutralizarlas. Entonces imaginó un átomo formado por una

esfera de carga positiva que llevaba “incrustados” en su superficie los

electrones de carga negativa.

RUTHERFORD: (modelo atómico nuclear) Ernest Rutherford, discípulo y sucesor del profesor Thomson en la cátedra de la Universidad

de Cambridge, trató de confirmar experimentalmente la teoría de su maestro bombardeando

laminillas muy finas de oro con partículas alfa (α ) procedentes de material radiactivo.

(las partículas alfa son átomos de helio que han perdido sus dos electrones, o sea que solo portan

cargas positivas).

Obtuvo los siguientes resultados:

- gran parte de las partículas alfa seguían su camino sin

desviarse

- algunas partículas sufrían grandes desviaciones

- una pequeña cantidad salía rebotada en la misma

dirección de incidencia

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El hecho de que la mayoría de las partículas alfa atravesaran la lámina sin desviarse

indicaba que el átomo tenía que ser, en su mayor parte, un espacio vacío. Pero el hecho tambien

de que algunas partículas alfa positivas se desviaran o retrocedieran, indicaban el encuentro

directo con una zona del átomo fuertemente positiva, y a la vez muy densa de masa.

Era obligado introducir un modelo atómico nuevo. En 1911 Rutherford presentó su “modelo nuclear” basado en:

1) Todo átomo está formado por núcleo y corteza.

2) En el núcleo están reunidas las cargas positivas y casi toda la masa

3) Alrededor del núcleo giran los electrones, de carga negativa, describiendo órbitas

circulares y elípticas

4) Entre núcleo y electrones del mismo átomo existe fuerte atracción eléctrica.

CHADWICK: el neutrón

En 1932 Chadwick identificó una partícula nuclear de masa aproximadamente igual

a la del protón, pero sin carga eléctrica, a la que le dio el nombre de “neutrón”.

Este descubrimiento modifica el modelo de Rutherford ya que ahora el núcleo contiene

protones y neutrones.

Estudio de los espectros.

Si se hace pasar la luz del Sol a través de una estrecha rendija y luego a través de un

prisma, aquélla se descompone en sus colores integrantes, que abarcan desde el rojo hasta el

violeta. Se trata del “espectro continuo” de luz solar.

Si lo que se hace pasar por el prisma es la luz proveniente de un elemento incandescente,

obtendremos una serie de líneas brillantes sobre fondo oscuro. Estas líneas son características de

cada elemento y reciben el nombre de “espectro de rayas”. El espectro es como la “huella dactilar”

del elemento, de tal modo que puede utilizarse para identificarlo.

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Espectros de rayas de distintos elementos

De acuerdo con el modelo de Rutherford, en todo átomo los electrones, en su giro

alrededor del núcleo, deberían radiar energía constantemente y ésta variaría en forma continua.

Pero como acabamos de ver, los espectros característicos de cada átomo no son continuos, sino

de rayas, lo que supone “saltos” de energías.

Se necesita superar el modelo de Rutherford con otro que permita explicar las variaciones

de energía en el átomo.

BOHR: Modelo cuántico. El científico danés Niels Bohr propuso en 1913 como consecuencia de la investigación de los espectros, aplicar al modelo de Rutherford la teoría cuántica de Planck. Max Planck, estudiando la luz emitida por la materia al calentarse, llegó a la conclusión de que la energía no es divisible indefinidamente, sino que existen últimas porciones de energía a las que llamó “cuantos”. La radiación emitida (o absorbida) por un cuerpo sólo puede ser un número entero de cuantos. Bohr propuso que el átomo estaba cuantizado, es decir, que sólo podía tener ciertas cantidades de energía permitidas. Esto implicaba que el electrón no podía girar a cualquier distancia alrededor del núcleo, sino en ciertas órbitas solamente (a diferencia del modelo de Rutherford), todas las demás órbitas le estaban prohibidas. Bohr desarrolló su modelo en tres postulados:

1º: Los electrones al girar en su propia orbita no absorben ni emiten energía.

2º: Cada órbita tiene una energía característica. Solo pueden existir ciertas órbitas

estacionales permitidas.

3º: La energía liberada por el electón al pasar a una órbita interior la emite en

forma de radiación electromagnética.

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Por lo tanto, y como explicación al estudio de los espectros, toda raya en un espectro supone un salto de un electrón entre dos niveles de energía diferentes.

El número n es el que define el nivel energético de los electrones que se sitúan en su capa

correspondiente. Por eso, este número recibe el nombre de número cuántico principal Bohr calculó las capas o niveles electrónicos (K, L, M, N, O, P, Q) y el número máximo de electrones contenidos en cada una de ellas. Este número viene dado por la ecuación: 2n2 siendo n el número cuántico principal)

NIVELES ENERGÉTICOS Y NÚMERO DE ELECTRONES En condiciones normales (a temperatura y presión ordinarias), todos los electrones se

encuentran en el nivel energético más bajo permitido (fundamental). Los demás niveles, llamados

excitados, son inestables para ellos.

El número máximo de electrones en cada nivel energético viene dado por la expresión:

Nº máximo= 2n2 donde n = 1, 2, 3, 4.....n

Los niveles energéticos o capas cuyo número cuantico principal se indica. Se representan

por letras:

n nombre de la capa nº de electrones -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 1 K 2 2 L 8 3 M 18 4 N 32 5 O 50

TEORÍA DE SOMMERFELD

En 1915 amplió el modelo atómico de Bohr aplicándolo a posibles órbitas elíptica.

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Introdujo un nuevo número cuántico, que le llamó azimutal o secundario, representado por la letra

l, que depende del número cuántico principal n, y puede tomar los valores:

l = 0, 1, 2, 3......(n -1)

MODELO DE PROBABILIDAD MATEMÁTICA DE SCHRODINGER:

Basado en el principio de indeterminación enunciado por HEISEMBERG en 1927, que dice:

“No es posible conocer simultaneamente y con toda precisión la velocidad y posición de un electrón y, por lo tanto, la trayectoria exacta del electrón” Desde este principio se deduce que no se puede conocer con exactitud las órbitas recorridas por los electrones del átomo. No obstante existe la probabilidad de determinar matemáticamente las regiones en que existe probabilidad de encontrar un electrón, a estas zonas se les denomina orbitales.

“Se define orbital como la región del espacio caracterizada por una determinada energía donde la probabilidad de encontrar un electrón es superior al 99%”. Tipos de orbitales:

1.- Orbital “s”, que es único para cada nivel o capa y tiene se representa normalmente

mediante una superficie esférica centrada en el núcleo.

2.- Orbitales “p”, son tres para cada nivel o capa, orientados según los ejes

coordenados. Tienen forma de doble huso.

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3.- Orbitales “d”, son cinco por cada nivel o capa. Tienen una forma y una orientación

mucho más compleja.

4.- Orbitales “f”, son siete por cada nivel o capa.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.-

Es la descripción de la ubicación de los electrones en los

distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un

determinado átomo.

Los orbitales “s” con una orientación, podrán tener como máximo dos electrones. Esto se

representa como s2, donde el exponente indica el número de electrones.

Los orbitales “p” con tres orientaciones tendrán como máximo seis electrones (p6).

Los orbitales “d" tendrán como máximo diez electrones (d10).

Los orbitales “f" tendrán como máximo catorce electrones (f14).

Cada orbital tiene como máximo 2 electrones

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En resumen:

CAPAS o NIVELES: K, L, M, N, O, P, Q.

ORBITALES: s, p, d, f.

Número de electrones que hay en cada capa: 2n2

Capa K: 2 electrones

Capa L: 8 electrones

Capa M: 18 electrones

Capa N: 32 electrones

Número de electrones, como máximo, que se

pueden colocar en cada orbital: 2

1 orbital s: s2

3 orbitales p: p6

5 orbitales d: d5

7 orbitales f: f14

El llenado de orbitales spdf se hace a partir del orbital de más baja energía y subiendo hasta llegar

al de mayor energía, deduciendo la configuración electrónica de ese átomo.

Se usa el diagrama de Mouller conocido como la regla de la cascada o lluvia para descifrar los

electrones que se encuentran en cada nivel de un átomo de un elemento.

NÚMEROS CUÁNTICOS: La identificación de los distintos estados energéticos de los electrones se consigue

mediante los números cuánticos que son cuatro: n, l, m y s.

La corteza electrónica se organiza en capas, indicadas por el número cuántico

principal, n, que indica su lejanía al núcleo. Dentro de las capas hay distintos orbitales,

especificados por el número cuántico, l, y que indica la forma del orbital. El número de

orbitales de cada tipo está dado por el número cuántico magnético, m, que nos señala la

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orientación del orbital. Además hay otro número cuántico, de espín, s, que sólo puede tomar

dos valores e indica el giro del electrón sobre sí mismo.

o n (número cuántico principal): Indica la capa o nivel energético en que se encuentra el

electrón. Puede tener los valores: 1, 2, 3...n.

o l (número cuántico secundario o azimutal): Indica el orbital en que se encuentra el

electrón. Puede tomar los valores: 0, 1, 2, 3...(n-1).

l = 0, si el electrón pertenece a un orbital s

l = 1, si el electrón se encuentra en un orbital p

l = 2, si el electrón se encuentra en un orbital d

l = 3, si el electrón se encuentra en un orbital f

o m (número cuántico magnético): Nos indica la orientación del orbital.

Toma los valores desde – l...0...l.

Por ejemplo un electrón que se encuentra en el orbital p, nos indica si se encuentra

en la orientación px, en la py o en la pz.

o s (número cuántico de spín): Señala el sentido de rotación del electrón.

Sus valores son +1/2 y –1/2, según coincida o no el sentido de rotación en torno a su eje

con el de traslación alrededor del núcleo.

Es independiente de los otros números cuánticos, mientras que los otros dependen del

número cuántico principal.

Principio de exclusión de Pauli: (enunciado en 1925)

“En el mismo átomo no puede haber dos electrones con sus cuatro números

cuánticos idénticos"; lo cual equivale a decir que cada electrón de un átomo tiene diferente

cantidad de energía.