MODELO ATÓMICO DE DALTON El modelo atómico de Dalton, fue el primer modelo primer modelo atómico con bases científicas, propuesto entre 1803 y 1807 por John por John Dalton. El Dalton. El modelo permitió aclarar por primera vez el por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiométricas fijas (Ley de las proporciones constantes), constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples).
Postulados de Dalton 1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen el mismo peso e iguales propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen peso diferente. Comparando el peso de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad, propuso el concepto de peso de peso atómico relativo. 3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas. 4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos, compuestos, guardan relaciones simples de números enteros y pequeños. 5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. 6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas “átomos”. Estos átomos no
se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen ti enen la misma masa y dimensiones. Por ejemplo: todos los átomos de hidrógeno de hidrógeno son iguales. Por otro lado, los átomos de elementos diferentes son diferentes. Por ejemplo: los átomos de oxígeno de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno. de hidrógeno. Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo: los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas formar moléculas de agua. Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas simples. Por ejemplo: al formarse agua, la relación es de 2 a 1 (dos átomos de hidrógeno con un átomo de oxígeno). Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo: un átomo de de carbono con uno de oxígeno forman
monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2).
MODELO ATOMICO DE DALTON GRAFICO
MODELO ATÓMICO DE THOMSON El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Thomson, quien descubrió el electrón en 1897, pocos años antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En el modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, incrustados en este al igual que las pasas de un pudin. Por esta comparación, fue que el supuesto se denominó «Modelo del pudin de pasas».
Postulado de Thomson Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad.
MODELO ATOMICO DE THOMSON GRAFICO
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD El modelo atómico es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford, para explicar los resultados de su «experimento de la lámina de oro», realizado en 1911. Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extranuclear se encuentran los electrones de carga negativa.
POSTULADOS DE RUTHERFORD 1. En su teoría, Rutherford señala que la mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva están en una pequeña zona central que luego se llamó núcleo. 2. Alrededor del núcleo y a grandes distancias del mismo, se encuentran los electrones girando. 3. Rutherford hizo referencia al número de cargas. Para él, el átomo es neutro ya que posee la misma cantidad de cargas positivas y negativas.
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD GRAFICO
MODELO ATÓMICO DE BOHR El modelo atómico de Bohr es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Dado que la cuantización del momento es introducida en forma ad hoc, el modelo puede considerarse transicional en cuanto a que se ubica entre la mecánica clásica y la cuántica. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.
Postulados de Bohr Primer postulado Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía. La causa de que el electrón no irradie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación. Para mantener la órbita circular, la fuerza que experimenta el electrón —la fuerza coulombiana por la presencia del núcleo — debe ser igual a la fuerza centrípeta. Esto nos da la siguiente expresión:
Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la fuerza centrípeta; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón, es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.
En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo:
Y ahora, con esta ecuación, y sabiendo que la energía total es la suma de las energías cinética y potencial:
Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función del radio de dicha órbita.
Nota: a veces puede verse escrita en términos de la permitividad del vacío, o en unidades electroestáticas de carga: k=1. Segundo postulado Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas para las cuales el momento angular,
L , del electrón sea un múltiplo entero de
. Esta condición matemáticamente se escribe:
con A partir de esta condición y de la expresión para la radio obtenida antes, podemos sustituir V y queda la condición de cuantización para los radios permitidos:
con ; subíndice introducido en esta expresión para resaltar que el radio ahora es una magnitud discreta, a diferencia de lo que decía el primer postulado. Ahora, dándole valores a n, número cuántico principal, obtenemos los radios de las órbitas permitidas. Al primero de ellos (con n=1), se le llama radio de Bohr:
expresando el resultado en ångström. Del mismo modo podemos ahora sustituir los radios permitidos en la expresión para la energía de la órbita y obtener así la energía correspondiente a cada nivel permitido:
Igual que antes, para el átomo de hidrógeno (Z=1) y el primer nivel permitido (n=1), obtenemos:
que es la llamada energía del estado fundamental del átomo de Hidrógeno. Y podemos expresar el resto de energías para cualquier Z y n como:
Tercer postulado El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:
donde
identifica la órbita inicial y
la final, y
es la frecuencia.
Entonces las frecuencias de los fotones emitidos o absorbidos en la transición serán:
A veces, en vez de la frecuencia se suele dar la inversa de la longitud de onda:
Esta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la fórmula fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las líneas espectrales observadas desde finales del siglo XIX en la desexcitación del Hidrógeno, que venían dadas por:
con
, y donde
es la constante de Rydberg para el hidrógeno. Y como
vemos, la expresión teórica para el caso
, es la expresión predicha por Balmer, y
el valor medido experimentalmente de la constante de Rydberg con el valor de la fórmula teórica.
, coincide
Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo. Basándose en la constante de Planck cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.
consiguió
MODELO ATOMICO DE BORN GRAFICO
MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de este. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casielípticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los electrones solo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas son:
l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp l = 1 se denominarían p o principal . l = 2 se denominarían d o diffuse. l = 3 se denominarían f o fundamental .
Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces superior a la masa del electrón. Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observado al emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supuso que las órbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas. Introdujo el número cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,…(n -1), e indica el momento angular del electrón en la órbita en unidades de , determinando los subniveles de energía en cada nivel cuántico y la excentricidad de la órbita.
POSTULADOS DE SOMMERFELD En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr: 1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas. 2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel. 3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula. En consecuencia, el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.
MODELO ATOMICO DE SOMMERFELD GRAFICO
MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER El modelo atómico de Schrödinger(1926) es un modelo cuántico no relativista. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico. El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual l os electrones solo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.
Números cuánticos. En este modelo atómico, se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo de Bohr y con los mismos valores permitidos, pero cambia su significado físico, puesto que ahora hay que utilizar el concepto de orbital.
Número Cuántico Principal (n) Significado Físico:
· Energía total del electrón (nivel energético en que se encuentra el electrón). · Distancia del electrón al núcleo. Valores Permitidos:
1, 2, 3....
Número Cuántico Secundario o Azimutal (l)
Significado Físico:
Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n. Valores Permitidos:
0, 1, 2, ..., n-1
Números Cuántico Magnético (ml ) Significado Físico:
Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo. Valores Permitidos:
-l, ..., 0, ..., + l
Estos tres números cuánticos anteriores determinan al orbital.
Además, existe un cuarto número cuántico, llamado Spin del Electrón: Espín (s) Significado Físico:
Sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Valores Permitidos:
±½
MODELO ATOMICO DE SCHRÖDINGER GRADFICO
UNIVERSIDAD TECNICA DE COTOPAXI LA MANA
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NOMBRE ADONIS ARMENDARIZ
PROFESOR ING. LUIS SIGCHA
MATERIA QUIMICA
AÑO LECTIVO 2017 - 2018
