martes, 21 de abril de 2020

Modelo actual


                                                          MODELO ACTUAL

El modelo atómico de Bohr significo un gran avance, sin embargo presentaba sus fallas, existían algunos fenómenos que no podían ser explicados con este modelo.

Con la perfección del espectroscopio fue posible obtener mejores imágenes de los espectros y  analizar  los  de otros  átomos mas complejos que el hidrógeno,  en los que se producen repulsiones electrónicas dentro del nivel principal de energía e infieren  la presencia de estados de energía mas pequeños llamados subniveles.
En los espectros del hidrógeno, aparecen 4 tipos de líneas, que se les conoce como: sharp (agudas),  principales, difusas y fundamentales. Los subniveles que componen los niveles precisamente se designan por las primeras letras de estos nombres “s”, “p”, “d” y 

Para el  modelo del átomo de mecánica cuántica se integraron  las teorías de Max Planck, Louis De Broglie, Werner Heisenberg, Erwin Schrödinger:

·       Teoría cuántica  propuesta por Max Planck
“La luz en determinas circunstancias puede tener comportamiento de partícula”, 
la energía contenida en las ondas electromagnéticas esta cuantizada en forma de pequeños  
 paquetes llamados cuantos o fotones. 
·       Teoría “Naturaleza dual de la materia” propuesta por Louis De
 “Cualquier cuerpo en movimiento tiene propiedades tanto de ondas como de partículas”
·       “Principio de incertidumbre” propuesto por Werner Heisenberg
“ No es posible conocer con exactitud, la posición y el momento de un electrón., al mismo tiempo”
·       Ecuación de onda propuesta por Erwin Schrodinger propone 
“Que la orbita donde se mueve el electrón contiene un número entero de longitudes de onda ( l ), no puede ser un número fraccionario 3 1/3,2 3/4, 5 3/5”, tampoco es una onda estacionaria. 

El modelo atómico de mecánica cuántica establece que:
   El átomo consta de una parte central” núcleo atómico”, donde se localizan los protones y neutrones; los electrones se encuentran en los orbitales o reempe (región espacio energética de manifestación probabilística electrónica), 
Cada átomo de cada elemento de la tabla periódica esta asociado con un conjunto de cuatro números cuánticos, representados por las letras “n”, “l”, “m” y “s”. El número cuántico “n” presentado  en el modelo de Bohr, y que se  utilizó para describir los niveles de energía, el número cuántico “l”  que describe los subniveles y fue implementado por Sommerfeld,  los números cuánticos “m” y “s”  son “valores” necesarios  para la solución de la ecuación de onda de Schrödinger.

Modelo de Bohr


Niels Bohr

En 1913, Niels Bohr dió a conocer su modelo que revolucionó el concepto del átomo, para ello integró las siguientes ideas y teorías:

1. Thomson había identificado al electrón como una partícula de carga negativa y un componente universal de la materia
2. Rutherford había presentado pruebas de la existencia del núcleo atómico
3. Max Planck presentó su teoría cuántica de radiación electromagnética.

 N. Bohr ubicó  al electrón en un nivel de energía específico, precisamente uno de los problemas del modelo atómico de Rutherford fue el no poder explicar la posición de los electrones.

El modelo atómico de Bohr establece:


Los electrones se mueven en órbitas definidas alrededor del núcleo, como los planetas giran alrededor del sol. A las órbitas les llamó niveles de energía, están situadas a cierta distancia del núcleo.

Puntos principales de este modelo:

1. El átomo es como un sistema solar, hay una parte central “núcleo atómico” aquí se localizan los protones y neutrones. Girando alrededor de él se encuentran los electrones, en órbitas bien definidas llamadas niveles de energía
2. Los electrones solo pueden existir en “ciertos niveles de energía” nivel 1, nivel 2, nivel 3, pero no puede ser nivel 2.4 o nivel 4.5; no pueden ser números fraccionados, únicamente enteros
3. Cuando un electrón permanece en un nivel específico no gana ni pierde energía. En esta posición se dice que es “un estado estacionario del átomo”
4. Los niveles de energía se representan por la letra “n”; al nivel mas cercano del núcleo se le asigna el número 1, al siguiente 2 y así sucesivamente. También se representan por letras mayúsculas iniciando con la letra K, L, M, N, O, P, etc.
5. los electrones pueden pasar de un nivel inferior a uno superior “siempre y cuando hallan absorbido  energía en forma de un fotón o cuanto”Puede ocurrir lo contrario, si el electrón emite energía pasa a un nivel inferior.
6. La energía emitida por un átomo cuando un electrón desciende de un nivel a otro, es igual a la diferencia de las energías de los dos niveles.

                                             E emitida = E nivel final – E nivel inicial


7. Partiendo de las propiedades físicas y químicas de los elementos Bohr pudo determinar el número de electrones en cada nivel de energía. Llegó a la conclusión de que el número de electrones en cada nivel se determina por la fórmula 2(n) ; n representa el nivel de energía         
 (n =1,2,3,4,5, etc).

Orbita o nivel Capa No. Máximo de electrones 2 (n)2     
n= 1                   K                                           2 (1)2    = 2
n = 2           L                                           2 (2)2    = 8
n = 3           M                                       2 (3)2    = 18    
n = 4           N                                           2 (4)2    =32


Cuadro 2.6 Modelo atómico de Niels Bohr

ÁTOMO

                                                       ÁTOMO

 HISTORIA DEL ÁTOMO.

MODELO ATÓMICOS DE LEUCIPO Y DEMÓCRITO

 Los primeros  en proponer la idea de ¿cómo esta constituida la materia? fueron los griegos; Leucipo y Demócrito, cerca del año 400 A.C., postularon la primera teoría atómica, proponer 
  Los átomos es indivisibles
  La materia son diferentes en forma y tamaño.
   Átomo (palabra griega a=sin, tome=corte). 

MODELO ATÓMICO DE DALTON

John Dalton , elaboró el primer modelo atómico con carácter científico: “Los átomos son partículas esféricas, compactas, indivisibles e indestructibles”.
·         Los elementos están formados por partículas indivisibles, llamados átomos.

·        Los átomos de un elemento, no se convierten en átomos de otros elementos.
·        Los átomos no se crean ni se destruyen.
·        Los átomos de elementos diferentes, se combinan, para formar compuestos y lo              hacen siempre en proporciones definidas.



PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

 Pasaron más de 100 años para los modelos atómico realizado por tres grandes físicos e investigadores: J. J. Thomson, inglés que trabajaba en el laboratorio de Cavendish, en Cambridge, Inglaterra; Ernest Rutherford, originario de Nueva Zelandia, investigador de Cambridge y Robert A Millikan en la Universidad de Chicago.

ELECTRONES

Las primeras evidencias convincentes sobre la existencia de  las partículas subatómicas provienen de los experimentos realizados por J.J. Thomson que estudio el paso de una corriente eléctrica a través de un gas a bajas presiones, y observó que se  emitían unos rayos  de luz de color que se originaban en el electrodo negativo (cátodo) y se les llamo rayos catódicos. Las propiedades y la naturaleza de los rayos catódicos fueron estudiadas extensamente durante las tres últimas décadas del siglo XIX.




J.J. Thomson pudo encontrar la proporción entre la masa (m) y carga (e) del electrón  que es:   m/e = 5.69 x 10 –9 g/culombio . Esta proporción es la misma independientemente de cual gas esté dentro del tubo, esto demuestra que el electrón es una partícula fundamental, común en todos los átomos.

El modelo atómico de Thomson, aunque lejos de ser correcto, fue un adelanto importante para  la explicación de  la estructura del átomo.


PROTONES

En 1886 el físico alemán Eugen Goldstein descubrió   en un tubo de rayos catódicos, una luminosidad detrás del cátodo, a la que llamó rayos positivos o rayos canales, observó que viajaban en sentido opuesto a los rayos catódicos.

Los rayos canales están compuestos de partículas positivas  denominados  protones. En 1898 el físico alemán Wilhelm Wein midió la relación entre la masa y la carga del protón.

Los protones al igual que los electrones son partículas que están en los átomos y tienen una carga eléctrica positiva.
  

NÚCLEO ATÓMICO

En 1911 Ernest Rutherford y sus estudiantes efectuaron una serie de experimentos que cambiaron radicalmente la “idea”  que se tenía respecto a la estructura  de los átomos
Rutherford y sus colaboradores llevaron acabo un experimento que consistía en disparar un haz de  rayos alfa  (partículas emitidas por una sustancia radiactiva y son, iones de helio He++) a una finísima lámina de oro, detrás colocó una pantalla fluorescente, cuadro 2.3
Rutherford observó:



1.     La mayoría de las partículas alfa lograban atravesar la lámina de oro, sin sufrir desviación y provocaban un centelleo en la  pantalla fluorescente.
2.     Algunas, muy pocas, rebotaban  casi directamente hacia atrás, en ángulos muy agudos, al llegar a la lámina.

Cuadro  2.3. Experimento realizado por Rutherford, donde  percibió la presencia del núcleo atómico.

 


Este modelo fue muy útil, pero no pudo explicar  acertadamente  la posición de los electrones, como se hizo con el núcleo.


Neutrones

La existencia de los neutrones  había sido ya predicha desde 1920, pero en 1930 W. Bothe y H. Becker lograron obtener una radiación de alta penetración al bombardear una lámina de berilio con rayos de partículas alfa, cuadro 2.4.

Esta radiación mas tarde fue estudiada por  James Chadwick que sostuvo que estaba formada por unas partículas de carga eléctrica neutra a las que llamo neutrones y que tienen un 17% más masa que el protón. Trabajos recientes demuestran que solo hay una diferencia de 0.1% aproximadamente.

Masa del protón = 1.67252 x 10 –24 gr.
Masa del neutrón = 1.67482 x 10 –24 gr.