LOS MODELOS ATÓMICOS

 I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga) Dpto. Física y Química, Curso 2013/14
LOS MODELOS ATÓMICOS
Conseguía explicar las Leyes Ponderales de la Reaación Química, pero no los fenómenos eléctricos, ya conocidos en la época. Tampoco
explicaba la Ley de los Volúmenes de Combinación de los Gases, de Gay-Lussac, hasta que se elaboró la Teoría Atómico Molecular
incorporando a este modelo el concepto de molécula y la Hipótesis de Avogadro.
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Modelo de
Dalton (1808)
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Los elementos químicos (sustancias elementales que componen toda la materia) están formados por partículas pequeñísimas llamadas
átomos.
Los átomos son indivisibles (no se pueden dividir en partes, porque no tienen partes internas, son partículas elementales) e inalterables
(nunca cambian sus propiedades: masa, tamaño, etc).
Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, y por tanto tienen idénticas masa y propiedades. Los átomos de elementos
distintos se diferencian en su masa y otras propiedades.
Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de diferentes elementos, que se combinan entre sí en una relación de
números enteros sencillos. Esta relación es siempre la misma para un mismo compuesto.
Los átomos no se crean ni se destruyen. En una reacción química sólo se redistribuyen: se separan los átomos que formaban los
compuestos reaccionantes (reactivos) y se unen de otros modos para formar nuevos compuestos (productos).
Asumía todas las ideas de Dalton excepto la de que los átomos no tienen partes internas (este modelo consideraba que tienen electrones) y la
de que no se pueden dividir ni alterar (consideraba que pueden ganar o perder electrones adquiriendo carga eléctrica neta).
Modelo de
Thomson
(1904)
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Los átomos son esferas macizas y uniformes con carga eléctrica positiva, y tienen incrustados electrones, partículas materiales muy
pequeñas con carga eléctrica negativa.
El número de electrones de un átomo es el necesario para compensar su carga positiva, de modo que todo átomo en su estado más
natural es eléctricamente neutro.
Los átomos pueden ganar o perder electrones, transformándose, respectivamente, en iones con carga neta negativa (aniones) o positiva
(cationes).
Asume todas las ideas del modelo de Dalton y la existencia de electrones, pero considera un átomo nuclear, con núcleo.
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Modelo de
Rutherford
(1910)
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El átomo está constituido por dos partes:
• Un núcleo mucho más pequeño que el propio átomo, que alberga casi toda su masa y toda la carga positiva (contiene protones).
• La corteza, el espacio vacío alrededor del núcleo, donde se encuentran los electrones. Éstas partículas, de tamaño y masa
mucho más pequeños que el núcleo, y con carga negativa, giran en órbitas alrededor de éste, atraídos por él por la fuerza
electrostática.
La energía de un electrón es mayor cuanto más alejado está del núcleo, o sea, cuanto mayor es el radio de su órbita.
Cuando un átomo absorbe energía, alguno o algunos de sus electrones se alejan del núcleo, pasando a órbitas de mayor radio.
Cuando un átomo emite energía, alguno o algunos de sus electrones se acercan al núcleo, a órbitas de menor radio.
I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga) Dpto. Física y Química, Curso 2013/14
Asumía el modelo de Rutherford, pero establecía dos hipótesis nuevas para "explicar" dos hechos que no podían explicarse con aquél: los
espectros de emisión discontinuos del átomo de hidrógeno, y el que el electrón al girar no emitiera energía continuamente, en contra de lo que
predecía la Teoría Electromagnética de Maxwell.
Modelo de Bohr
(1913)
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Los electrones pueden girar en torno al núcleo sólo en ciertas órbitas circulares estables. En consecuencia, la energía del electrón, y por
tanto, la del átomo en su conjunto, sólo pueden tomar ciertos valores, y no otros. Estas órbitas se denominan niveles de energía, y se las
designa por los valores de un número n (número cuántico principal n = 1, 2, 3, ...). Cuando un electrón salta de una órbita estable a otra,
lo hace emitiendo o absorbiendo una cantidad de energía igual a la diferencia energética entre los niveles final e inicial. Esto explica que
los átomos sólo puedan absorber y emitir radiaciones electromagnéticas (fotones) de ciertos valores de frecuencia y no de otros, (ya que
frecuencia y energía de un fotón son directamente proporcionales ( E = h f)
Cuando un electrón se encuentra en una órbita estable, no emite energía. Esto equivalía a afirmar que para los electrones no rigen las
leyes del electromagnetismo clásico.
Sommerfeld añadió al modelo de Bohr una nueva idea, para explicar el descubrimiento de nuevas rayas en el espectro del hidrógeno:
Correcciones al
modelo de Bohr
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En cada nivel de energía existen distintos subniveles. Cuando el electrón se encuentra en cada uno de ellos, su energía es similar, pero
algo diferente. Esto se asocia con la posibilidad de varias órbitas, circulares y elípticas, correspondientes al mismo nivel de energía.
(Para explicar las apariciones de nuevas rayas en el espectro del H, otros científicos aportaron otras posibilidades para distintos estados
energéticos del electrón: distintas orientaciones de las órbitas elípticas y distintos sentidos de rotación del electrón sobre sí mismo).
Fue desarrollado por diversos científicos que, mientras lo hacían, establecieron también las bases de la Física o Mecánica Cuántica, que no
contradice pero trasciende a la Física Clásica (Mecánica de Newton y electromagnetismo de Maxwell). Este modelo, a diferencia del de Bohr,
permite explicar los espectros de átomos polielectrónicos, y se basa en unas leyes físicas coherentes (Mecánica Cuántica). Hoy en día se sigue
mejorando este modelo, y también se trabaja en distintos modelos para el núcleo del átomo.
Modelo
cuántico
(1925-1930)
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El electrón, al igual que toda partícula material, debe ser considerado también como una onda. Las órbitas estacionarias de Bohr son las
que permiten que el electrón se comporte como onda estacionaria.
Se abandona el concepto de órbita electrónica de Bohr (trayectoria seguida por una partícula material) y se sustituye por el de orbital
electrónico: región del espacio en la que:
a) Hay mayor probabilidad de encontrar al electrón en ese estado eterminado, si lo consideramos partícula.
b) Es mayor la intensidad o densidad del electrón, si lo consideramos como onda.
Los orbitales posibles en un átomo se diferencian unos de otros en energía (nivel y subnivel), tamaño, forma y orientación espacial.
Cada posible estado del electrón viene determinado por cuatro números cuánticos, cada uno de ellos sólo puede adoptar ciertos valores:
a) Núm. cuánt. principal, "n". Determina el nivel energético y el tamaño de los orbitales en los que puede encontrarse el electrón.
b) Núm. cuánt. secundario "l". Determina el subnivel energético y el tipo (forma) de orbital.
c) Núm. cuánt. magnético "m". Determina el orbital concreto (su orientación) dentro de un mismo subnivel energético.
d) Núm. cuánt. de spin "s": Determina el momento magnético intrínseco del electrón, asociado con su sentido de rotación.