Aportaciones históricas de los
modelos atómicos.
En
el siglo XVI los científicos comenzaron a comunicarse entre sí y a divulgar sus
observaciones. Si bien hubo muchos modelos para explicar la estructura del átomo,
es importante considerar la época en que fueron propuestas.
Llegar
a reconocer a los átomos como la partícula más pequeña que define las
propiedades de un determinado elemento y, más aún, proponer un modelo de su
conformación ha llevado mucho tiempo y ha sido un reto que muchos científicos
han enfrentado.
Con la tecnología moderna, es posible decir que vemos a los átomos y hasta podemos moverlos como se desee. Esto ha sido posible mediante el microscopio de barrido por efecto túnel o de barrido y filtración cuántica, desarrollado en la década de 1980. Pero ¿cómo llegamos hasta este punto donde nadie duda de la existencia de los átomos y que hasta es algo que nos parece tan normal y hasta obvio? He aquí algo de historia.
A la civilización griega se le debe el concepto filosófico de átomo. Hace más de 2000 años el filósofo griego Demócrito, al observar la división de la materia y pensando en que no era posible una infinita división, afirmó que al dividir la materia tendría que llegar a una última partícula, la cual ya no se podría dividir, a ésta le llamo átomo, palabra que significa indivisible. Los filósofos griegos concluyeron lo siguiente:
- Los cuerpos se componen de materia y de espacios vacíos.
- La materia está formada por partículas diminutas indivisibles llamadas átomos, las cuales son homogéneas.
- Los átomos son incorruptibles, eternos, impenetrables y existen en número infinito.
Modelo atómico de Dalton.
En
1808, John Dalton (1766-1844) público un libro intitulado “A New System of
Chemical Philosophy”. En el plantea sus ideas sobre la teoría del átomo, estas
son:
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, en 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).
Modelo atómico de Thomson
J.
Thompson realizó experimentos con rayos catódicos y al someterlos a un campo
magnético externo pudo observar que se desviaban de su trayectoria.
Descubrió
una nueva partícula, mil veces más ligera que el hidrógeno, que posteriormente
sería conocida como electrón.
Estos
experimentos llevaron a Thompson a inventar el primer espectrómetro de masas.
Postulados
de Thompson
1.
El átomo es una esfera de electricidad positiva en la que se encuentran
inmersos los electrones.
2.
A las partículas eléctricamente negativas, presentes en la materia, las llamó
electrones.
3.
Aún concebía al átomo como una partícula compacta e indivisible.
El átomo de Rutherford
En
1911, el físico neozelandés, junto con su equipo de trabajo realizó diferentes
experimentos en los que utilizaron rayos provenientes de una fuente radiactiva
para determinar la estructura atómica.
Aportaciones
de Rutherford al modelo atómico
1.
El experimento de Rutherford estableció que el protón es un componente del
núcleo.
2.
El átomo está formado por un pequeño núcleo con carga positiva y alrededor de
él se encuentran los electrones describiendo diferentes trayectorias.
3.
Toda la carga positiva y también casi toda la masa se concentra en el núcleo
atómico.
4.
A las partículas positivas las llamó protones y dedujo que los átomos, al ser
eléctricamente neutros, tienen la misma cantidad de protones que de electrones.
Consulten
el video
Modelo
Atómico de Perrin (1908): Tiempo después de que Thomson elaboró su modelo
atómico, Jean-Baptiste Perrin lo modificó, Perrin sugirió por primera vez que
las cargas negativas son externas al "budín".
Eugen
Goldstein (1886): Identifica los rayos anódicos o rayos canales como
constituidos por partículas positivas a los que denomina "protones".
James
Chadwick (1932): Demuestra la existencia de “neutrones”, con masa similar a la
de los protones pero sin carga eléctrica.
Arnold
Sommerfeld: En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr. En éste
plantea que los niveles están formados por capas más pequeñas o subniveles (s,
p, d y f) y considera órbitas no circulares sino elípticas.
Werner
Heisenberg (1925): Enunció su "principio de incertidumbre", que puede
expresarse diciendo que no puede conocerse con exactitud, al mismo tiempo, la
posición y la velocidad de una partícula subatómica. Para determinar su
posición debemos detenerla, con lo que perdemos la medida de su velocidad. Para
determinar su velocidad debemos hacerlo en movimiento, con lo que no podemos
establecer su posición.
Erwin
Schrödinger (1926): Desarrolla el llamado "modelo cuántico del átomo"
o "modelo probabilístico", planteando una ecuación matemática
("ecuación de onda") que permite calcular la probabilidad de
encontrar un electrón girando en un momento dado en una región del espacio a la
que llama "orbital atómico".
Modelo
de Dirac-Jordan
En
1928 Dirac y Jordan retoman el modelo de .Schrondinger, basado en la mecánica
cuántica ondulatoria, ampliaron los conocimientos anteriores, Paul Dirac logró una descripción cuántico-relativista
del electrón, prediciendo la existencia de la antimateria. En sus ecuaciones aparece
el cuarto parámetro con características cuánticas, denominado s, además de los
ya conocidos n, l, y m.
Consulten
la página para más modelos atómicos
Número
atómico: Se define como el número de protones (o electrones) que tiene un
átomo. Se simboliza con la letra Z, y se representa:
Z = p+ = e-
Número
de masa: Se define como la suma del número de protones (Z) y el número de
neutrones (n) que tiene un átomo, se simboliza con la letra A, y es igual a:
A = Z + n0
Si
se conoce el número de masa y el número atómico de un elemento, se puede
calcular el número de neutrones, de la siguiente manera:
n0 = A – Z
Masa
atómica: Se define como la masa promedio de los átomos de un elemento en
relación con la masa del átomo de Carbono-12 tomada como 12 uma exactamente.
Ver
el siguiente video:
Números cuánticos
Los números cuánticos son cuatro (n, l, m,
s), nos ayudan a describir el estado de un electrón, ya que permiten determinar
en qué nivel (n), en que subnivel (l) que orbital (m) y el giro (s) se presenta
el electrón determinado.
*Número cuántico principal (n): Se conoce como espacio energético
fundamental. Introducido por Bohr, indica el nivel donde se localiza el
electrón, es decir, la distancia promedio de un nivel de energía con relación
al núcleo. Puede tomar los valores enteros positivos desde 1, 2, 3…
Si
n=1, significa que el electrón se encuentra en el nivel 1 Si n=2, significa que
el electrón se encuentra en el nivel 2.
Para
determinar el número de electrones que puede contener cada nivel se utiliza la
fórmula 2n2.
Si
n=1 sustituye: 2(l)2 = 2 electrones en el 1er nivel.
Si
n=2 sustituye: 2(2)2 = 8 electrones en el 2do nivel.
Número cuántico secundario (
l ):
Indica el subnivel en el cual se encuentra un electrón y la forma que
presentan, los subniveles se representan por las letras minúsculas “s”, ”p”,
”d” y “f” Los valores que puede tomar este número son: 0,1, 2… n – 1. Es decir l
puede ser entero positivo incluyendo cero pero siempre menor que n. (l = n-1).
Número cuántico magnético
(m): Describe la orientación del orbital en el espacio. Puede
tomar los valores desde - l hasta + l pasando por el cero. m = 2 l + 1.
Número cuántico de giro o spin (s):
Indica el giro del electrón sobre su propio eje. Puede tomar valores de +½ y -½. (↑↓).
Se
recomienda ver el siguiente video
Configuración electrónica:
Representa la estructura electrónica de los elementos. Es decir cómo están
acomodados los electrones en los átomos. Se rige por los siguientes principios:
*Principio de exclusión de
Pauli: Establece que en un átomo no puede haber 2 e- con los
mismos valores para los cuatro números cuánticos. Es decir dos electrones no
pueden existir en el mismo lugar al mismo tiempo.
Principio de máxima sencillez
o Principio de edificación progresiva: Establece que los electrones
deben acomodarse primero en los orbitales de menor energía. Esto se puede
determinar a partir del diagrama de niveles energéticos, el cual establece la
secuencia con la que se llenan los orbitales (Regla de las diagonales).
Principio de máxima
multiplicidad (Regla de Hund): Establece que cuando hay
disponibles varios orbitales de un mismo tipo se coloca un solo electrón en
cada orbital antes de permitir el apareamiento de electrones uno en cada
orbital del mismo subnivel y si sobran formar parejas.
