Modelos atómicos

Cargas eléctricas. Rutherford. Bohr. Dalton. Thonsom. Partículas elementales. Electrón. Protón. Neutrón. Peso atómico. Configuración electrónica de un elemento. Inconvenientes

  • Enviado por: Chikilleja
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 8 páginas
publicidad
cursos destacados
Geometría Analítica
Geometría Analítica
En el curso de Geometría Analítica aprenderás los fundamentos de esta rama de las...
Ver más información

Electrónica Digital
Electrónica Digital
Si estas en la Universidad y tu curso de Electrónica se te hace cuesta arriba,...
Ver más información

publicidad

MODELOS ATÓMICOS DE RUTHERFORD Y BOHR. ESTRUCTURA ATÓMICA

MODELOS ATÓMICOS

  • Transformación del modelo de Dalton

  • Experimentos de THOMSON

  • Modelo atómico de Thomson

  • Concepto de Elemento Químico. ISÓTOPOS: peso atómico natural

  • Crisis del modelo de Thomson: fenómenos RADIACTIVOS

  • Modelo de Rutherford

  • Insuficiencias del modelo de Rutherford: ESPECTROS ATÓMICOS

  • Modelo atómico de Bohr

TRANSFORMACIÓN DEL MODELO DE DALTON.

Existen un conjunto de hechos experimentales que hacen sospechar que la imagen del átomo que da el modelo de Dalton-Avogadro es incompleta.

Todos estos hechos tienen en común una propiedad que recibe el nombre de ELECTRICIDAD.

CONOCIMIENTO DE LA EXISTENCIA DE CARGAS ELÉCTRICAS

  • Franklin describe dos “estados eléctricos” para los cuerpos frotados:

Carga eléctrica positiva y carga eléctrica negativa.

  • Electrización por contacto

  • Electrización por inducción

La carga eléctrica es una PROPIEDAD BÁSICA DE LA MATERIA.

Estableció la neutralidad, un cuerpo neutro es aquel que posee el mismo número de cargas positivas que negativas. Estableció también un principio de conservación de la carga (la carga ni se crea ni se destruye, sólo de distribuye entre diferentes cuerpos cuando se electrizan).

FRANKLIN NO ES CAPAZ DE ESTABLECER DÓNDE RESIDE LA CARGA.

Las cargas eléctricas no ejercen fuerzas entre sí (mutuamente).

Culomb calculó con cuanta fuerza se atraen o se repelen do cuerpos cargados (LEY DE CULOMB). Las cargas de igual signo se REPELEN, mientras que los cuerpos cargados con cargas diferentes, se atraen.

Las primeras ideas a cerca de dónde radica la carga eléctrica la ofrece Faraday por vía experimental: EXPERIENCIAS DE CONDUCCIÓN ELECTROLÍTICA. Además de los metales que conducen, los ELECTROLITOS, pueden ser también sales minerales. Los NO ELECTROLITOS, pueden ser los gases, azúcares…

Se llama electrolito a una sustancia sólida que disuelta en agua, permite el paso de corriente eléctrica a través suya. Faraday, para que haga corriente eléctrica, es imprescindible que en la disolución existan partículas portadoras de carga eléctrica, a tales partículas les dio el nombre de IONES, es decir, Faraday establece que: LA CARGA ELÉCTRICA RESIDE EN LOS ÁTOMOS.

EXPERIMENTO DE THOMSON

Los experimentos de Thomson demuestran que el átomo contiene partículas constituyentes que reciben el nombre de “PARTÍCULAS ELEMENTALES”.

El neutrón es una partícula de masa aproximada a la del protón, pero sin carga eléctrica. Fue descubierto en el laboratorio 40 años después.

La imagen del átomo es un conjunto de partículas elementales.

Masa: 1/2000 de Hidrógeno

Electrón

Carga: -1

Masa: aproximada a la masa del Hidrógeno

Protón

Carga: 1

Masa: aproximadamente igual a la del protón

Neutrón

Carga: no tiene carga

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

  • Para Thomson el átomo sigue siendo una esfera maciza y compacta.

  • Tal esfera está mayoritariamente formada por protones e incrustados dentro de la misma se encuentran incrustados los electrones.

Elemento químico: sustancia formada por átomos que contienen el MISMO NÚMERO DE PARTÍCULAS ELEMENTALES (todos los átomos de hidrógeno 1 p y un e-). Un elemento se diferencia de otro porque sus átomos contienen diferente número de partículas elementales.

Hidrógeno: 1 p; 1 e-

Oxígeno: 8 p; 8 e-

Hierro: 56 p; 56 e-

¿Por qué es la materia normalmente neutra?

Thomson dice que es porque en su estado normal, un átomo contiene el mismo número de protones que de electrones.

¿De qué depende el peso atómico?

Es debido al número de protones y de neutrones. Por esa razón, diferentes elementos tienen peso atómico diferente.

En la época de Thomson no se conocía la existencia del neutrón pero hubo que justificar su presencia porque había mucha diferencia entre el peso atómico calculado en el laboratorio y el peso atómico propuesto por Thomson.

Thomson calculó que el peso de un protón y el de un neutrón, valen justo 1 uma= 1,66*10-24 gramos. Los pesos atómicos reales normalmente son números decimales por dos motivos:

  • El valor exacto del peso del protón y del neutrón, no es entero. El peso de un átomo calculado sumando los pesos de las partículas que lo forman sigue siendo diferente al peso atómico real. Al revisar los experimentos en los tubos de descarga, Thomson observó que al usar elemento Hidrógeno, se encontraban 3 clases de átomos diferentes. Encontró un primer tipo de átomos: PROTIO (1p; 1e- 1 uma), DEUTERIO (1p; 1e-; 1n 2uma), TRITIO (1p; 1 e-; 2n 3uma). Esto demuestra que no todos los átomos de un elemento son iguales. A estos átomos se les conoce con el nombre de ISÓTOPOS (átomos del mismo elemento que tienen un peso atómico diferente). Los isótopos tienen en común que el comportamiento químico es idéntico, y sólo se diferencian ligeramente en algunas diferencias físicas (Ej: densidad).

Definición de elemento químico:

TODOS LOS ÁTOMOS DEL MISMO ELEMENTO, COINCIDEN EN EL NÚMERO DE PROTONES (Z), AUNQUE SU MASA PUEDA VARIAR)

Se define como el número atómico de un elemento (Z), como el número de protones que tiene un átomo de un elemento. Se define como número másico (A), que es el número de partículas de masa que posee un átomo (p + n). Z diferencia a los elementos químicos.

Cuando un átomo se caracteriza, según Thomson cuando pierde o gana electrones. Dicho átomo recibe el nombre de IÓN.

Cargado positivamente: CATIÓN

Mismo Z (Z No cambia pero sí el nº de e)

Cargado negativamente: ANIÓN

NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATÓMICO DE UN ELEMENTO (consecuencia del modelo de Thomson)

Thomson al descubrir la existencia de isótopos, vio que normalmente el número másico de un átomo no suele coincidir con el peso atómico natural de un elemento y que éste normalmente suele ser un número decimal.

En base a esto, se define como peso atómico natural de un elemento, como la media aritmética de los pesos atómicos de cada uno de los isótopos del elemento en cuestión (media ponderada). Los isótopos de un mismo elemento no tienen la misma abundancia (Hidrógeno: protio 99%, deuterio 0.9%, tritio 0.1%).

Peso atómico natural = media aritmética ponderada. Según los pesos de cada isótopo.

La palabra isótopo quiere decir que ocupan el mismo lugar en la tabla periódica, lo que quiere decir, que NO SON ELEMENTOS DISTINTOS.

CRISIS DEL MODELO DE THOMSON

Plantea aciertos:

  • localiza y sitúa correctamente la carga eléctrica en el átomo por medio de las partículas elementales.

  • Define correctamente qué es un elemento químico.

  • Establece claramente la diferencia entre átomos de distintos elementos.

  • Explica correctamente los fenómenos de electrización (intercambio de electrones).

Los inconvenientes que plantea este modelo, tienen que ver con un conjunto de fenómenos que aparecen a finales del siglo XIX y que muestran un comportamiento muy extraño de algunos átomos de ciertos elementos químicos: recibe el nombre de RADIACTIVIDAD (antes era conocida como fosforescencia).

RADIACTIVIDAD: capacidad de emitir radiación (luz visible y no visible) por parte de algunos átomos (Bequerel).

Marie Curie descubrió que los átomos de Uranio y de algunos otros átomos químicos, eran inestables por sí solos y a éstos les dio el nombre de ISÓTOPOS RADIACTIVOS.

Investigó la naturaleza de la radiación emitida. Descubrió la existencia de 3 tipos en isótopos radiactivos naturales:

  • Radiación ð: es un conjunto de partículas ð que son expulsadas del átomo a gran velocidad, del orden de varios millones de Km/s (unos 5000 Km/s). tales partículas ð son “bloques” constituidos por 2 p y 2 n, por lo que cada partícula tiene una masa de 4 uma y una carga de 2+. Es tan poco energética que es frenada por un papel. ð42

  • Radiación ð: flujo de partículas ðque curiosamente analizadas son simplemente electrones expulsados del átomo a una velocidad cercana a la de la luz (90% de la v de la luz). Los elemento radiactivos que la emiten son EMISORES ð. Es más energética que la ð, pero es frenada por una pared. e0-1

  • Radiación γ: es una auténtica onda, es decir, no tiene carácter material, se define como una onda electromagnética de muy alta frecuencia (gran energía) (Luz no visible, NO TIENE CARÁCTER MATERIAL). Es una manera de expulsar energía al exterior para ser más estable. La energía es su luz.

La emisión de radiación siempre es ððγ ð ððγ , nunca se emiten solas ni ððð.

Es una transformación propia de la materia. Existe radiación artificial (Ej.: centrales nucleares).

Cuando un átomo sufre una transformación radiactiva, está sufriendo la mayor de sus transformaciones porque se transforma en OTRO ELEMENTO QUÍMICO DISTINTO y porque expulsa una enorme cantidad de energía. Esto recibe el nombre de TRANSMUTACIÓN o DESINTEGRACIÓN (cambio de identidad). Estas transformaciones son más fuertes que las reacciones químicas.

Las cadenas de desintegración son muy largas y suelen terminar en un isótopo de plomo, que es estable. Son de duración variable, pues dependiendo del elemento químico, pueden durar desde segundos hasta miles de años).

Los fenómenos radiactivos indican que el átomo de Thomson es una imagen muy simple, y no explicaría nunca los fenómenos radiactivos. Son éstos los que nos dicen que el átomo debe tener una estructura interna especial, dotada de una gran cantidad de energía, en sonde van a actuar fuerzas diferentes a las conocidas (gravedad y fuerza electromagnética), responsables de las desintegraciones.

CONCLUSIONES DEL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

  • El átomo no puede ser una esfera maciza y compacta.

  • La masa está repartida de forma homogénea (en el átomo), es decir, tiene que haber una zona de muy pequeño tamaño (con relación al átomo) que concentre toda la masa atómica, y además, el átomo tiene que estar vacío en su interior.

  • Hay una zona exterior que a penas concentre masa y que esté muy lejos de la zona anterior.

  • Da lugar al Modelo Planetario de Átomo.

  • El átomo es una esfera que en su mayor parte está vacía.

  • Está formado por una zona central que es llamada NÚCLEO u por una zona exterior, a la que él llama CORTEZA. De tal manera, que entre ésta y el núcleo, sólo hay vacío. Hay una proporción entre el tamaño del átomo y el tamaño del núcleo de 10000:1.

  • El núcleo concentra protones y neutrones, es decir, prácticamente contiene toda la masa y carga positiva, mientras que la corteza aloja a los electrones, concentrado por ello toda la carga negativa, aporta masa escasa.

  • para evitar la caída de los electrones contra el núcleo, éstos tienen que estar girando en órbitas.

  • INCONVENIENTES DEL MODELO DE RUTHERFORD

    • Incorrecciones desde el punto de vista teórico.

    • Interacción nuclear fuerte. Para evitar que el núcleo sea destruido por la repulsión entre cargas positivas, tiene que admitir la existencia dentro del núcleo de una fuerza más intensa la llamada INTERACCIÓN NUCLEAR FUERTE.

    • Características:

    • Es atractiva.

    • Protones entre sí, neutrones entre sí y a p-n.

    • (independientemente de la carga y la masa).

    • Es mucho más intensa, extraordinariamente más, que la fuerza electromagnética, y de la gravedad.

    • Fuerza de radio de acción muy corto, no actúa más allá del núcleo.

    • Con arreglo a este modelo, el átomo queda dividido en dos zonas distintas y distantes, por un lado, el núcleo al contener más energía que la corteza, va a ser el responsable de la radiactividad y otros procesos nucleares. Por otro lado, la corteza, que va a ser responsable del intercambio de electrones y por tanto, va a ser responsable de los cambio químicos y físicos.

    • CONCLUSIÓN: a partir de ahora, los fenómenos radiactivos y nucleares de muy alta energía , que van a depender del núcleo, y por otro lado, los cambios químicos, que van a depender de cambios en la corteza (intercambio de electrones, en los que el núcleo no participa). Cuando 1 g de Uranio se desintegra, produce 40*1012 Kw/h de energía.

    • Inestabilidad de la corteza. Cuando un electrón gira en su órbita, según las leyes de la física clásica, tendría que emitir al espacio energía en forma de ondas electromagnéticas. Para comprender esa pérdida de energía, tendría que ir acercándose paulatinamente al núcleo, por lo que volveríamos al modelo de Thomson. Las leyes de la Física Clásica no sirven en el mundo del átomo, es decir, que un electrón cuando gira en su órbita, ni absorbe, ni emite energía, se en un ESTADO ESTACIONARIO DE ENERGÍA.

      • Incorrecciones desde el punto de vista experimental.

    • El ESPECTRO: se llama espectro al conjunto de luces básicas que constituyen la luz solar. A este tipo de espectro (la luz), se le denomina ESPECTRO CONTINUO. Cada luz (cada color), contiene una cantidad de energía diferente. La luz Roja es menos energética que la violeta. La luz de incandescencia de los cuerpos no es pura (Ej.: los metales). Ligeras diferencias con la luz solar. Emiten un ESPECTRO CONTINUO, aunque predomina un color, que va aproximándose al violeta. Los metales y otras rocas y minerales tienen este espectro. Los sólidos incandescentes presentan el mismo tipo de espectro continuo, sea cual sea el tipo de material. Se conoce con el nombre de ESPECTRO DISCONTINUO O DE RAYAS a la luz que se obtiene al poner incandescente una muestra de un elemento químico en estado gaseoso (muy pocos átomos). Para cada elemento, su espectro discontinuo es diferente y característico. A partir de este momento, se le da el nombre de ESPECTRO ATÓMICO. Es característico de cada elemento. Tienen una relación con el núcleo o con la corteza del átomo. Como la energía de los rayos luminosos es muy inferior a la de los rayos γ, se establece que los espectros tienen que ver con transformaciones en la corteza electrónica de los átomos. Si el modelo de Rutherford fuese cierto, no existirían los espectros atómicos, serían todos iguales al de la luz solar. Por tanto, hay que revisar el modelo de Rutherford teniendo en cuenta el hecho crucial de los ESPECTROS DE RAYAS.

    • La presencia de rayas concretas de un color concreto, indica que la energía del electrón también tiene valores concretos, por ello no puede girar en cualquier órbita, ya que entonces, su energía sería variable. Se plantea por ello la posibilidad de dotar la corteza del átomo de unos valores de energía y de órbita fijos, es decir, se propone ESTRUCTURAR LA CORTEZA ATÓMICA (realizada por BOHR).

    • MODELO ATÓMICO DE BOHR

      Bohr establece un nuevo modelo de átomo, aceptando fundamentalmente las ideas de Rutherford, es decir, un átomo discontinuo (con núcleo y corteza distantes entre sí), pero propone una estructura para la corteza electrónica. El modelo se basa en las siguientes afirmaciones:

      • Los electrones pueden girar sólo en órbitas permitidas. Dichas órbitas van numeradas del 1 al 7, siendo este el orden de lejanía al núcleo.

      • Cuando un electrón gira en una órbita permitida, ni emite ni absorbe energía, sino que mantiene fijo su nivel de energía.

      • Cada órbita representa un nivel o estado de energía. Cuanto más lejana sea la órbita, mayor es su energía. E= RH/n2 (RH = constante de Rydberg = 2,18*10-18 J; n = número de órbita = número cuántico principal):

    • Los valores de energía son negativos, por tanto un electrón es “prisionero” en su órbita

    • La energía va aumentando a medida que aumenta el número de órbita.

    • La diferencia de energía entre 2 órbitas disminuye a medida que nos alejamos del núcleo.

      • La única posibilidad de que la energía de un electrón cambie es que varíe de órbita , cuando salta a una órbita superior, absorberá energía y cuando regrese a una órbita superior el tipo de energía absorbida puede ser cualquiera: calorífica, luminosa o eléctrica; pro cuando regresa a una órbita inferior, LA ENERGÍA DESPRENDIDA SIEMPRE ES LUMINOSA.

      JUSTIFICACIÓN DE LOS ESPECTROS SEGÚN BOHR

      Al saltar un electrón a una órbita superior, absorbe una cantidad fija de energía que coincida con la diferencia de energía entre las órbitas final e inicial. En tal situación, el electrón es inestable, por lo cual, regresará a su órbita inicial, devolviendo la energía en forma de luz. Esta luz, da origen a una raya en el espectro. Cuanto mayor el salto, mayor es la energía luminosa, por ello el color de la raya se va aproximando al VIOLETA. Cuando el salto electrónico ocurre entre órbitas consecutivas y cercanas, la luz emitida se acerca al ROJO, pero si hay mucha distancia entre órbitas, la energía del salto es mayor, y la luz se aproximará al VIOLETA. En el modelo de Bohr se dice que la energía de un electrón está cuantiada, es decir, sólo se permiten ciertos valores, que además, son siempre los mismos. Uno de los mayores éxitos del modelo de Bohr fue explicar correctamente los ESPECTROS ATÓMICOS, pero de cara a la química, su mayor contribución fue dar una explicación a la VALENCIA DE LOS ELEMENTOS. Bohor da una interpretación electrónica a la valencia de los elementos.

      CONCEPTO DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE UN ELEMENTO

      Para Bohr se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA a forma en que los electrones de la corteza se distribuyen en las diferentes órbitas o capas. Para ello, han de seguirse las siguientes reglas:

      • La ocupación será en orden de menor a mayor energía, es decir, desde la 1ª hasta la última órbita. Recibe el nombre de PRINCIPIO MÍNIMO DE ENERGÍA. En un átomo, el estado de mínima energía, el de más estabilidad, se llama ESTADO FUNDAMENTAL. Cualquier otro estado no es estable y recibirá el nombre de ESTADO EXCITADO.

      • A medida que se van ocupando las órbitas con electrones, va aumentando la energía del átomo porque aparecen fuerzas de repulsión muy intensas. Para que esta energía sea la menor posible, Bohr establece 2 criterios de ocupación:

          • CRITERIO DE MÁXIMA POBLACIÓN. El número de electrones que pueden caber en una órbita vale 2n2 (2, 8, 18, 32, 50…).

          • CRITERIO DE POBLACIÓN ESTABLE. La ocupación que garantiza esta mayor estabilidad, sería aquella en donde el número de electrones coincide con los siguientes números: 2, 8, 18 y 32. Este número estable será válido para todas la órbitas excepto para la última.

      • CONFIGURACIÓN DE LA CAPA DE VALENCIAS. Se llama así a la última capa de un átomo, que es la que le da a un elemento químico sus características especiales. El modelo dice que la ocupación de la capa de valencias oscila entre 1 electrón y un máximo de 8 electrones. En consecuencia, las capas intermedias de diferentes elementos van a ser muy parecidas, mientras que la configuración de la capa de valencias, va a ser un distintivo de un elemento químico.

      Este modelo de Bohr, se cumple bastante bien para los elementos REPRESENTATIVOS (metales activos y no metales), pero presenta muchas anomalías para los llamados METALES DE TRANSICIÓN.