Modelos atómicos

Química. Rutherford. Dalton. Bohr. Thomson

  • Enviado por: Eliecer Osorio
  • Idioma: castellano
  • País: Colombia Colombia
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MODELOS ATOMICOS

La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por los datos experimentales. El modelo de Ruterford, en el que los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los resultados de experimentos de dispersión, pero no el motivo de que los átomos sólo emitan luz de determinada longitudes de onda (emisión discreta). Bohr partió del modelo de Ruterford pero postulo además que los electrones solo pueden moverse en determinadas orbitas; Su modelo explicaba ciertas características de la emisión discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en otros elementos. El modelo de Schrödinger, que no fija trayectorias determinadas para los electrones sino sólo la probabilidad de que se hallen en una zona, explica parcialmente los espectros de emisión de todos los elementos; sin embargo, a lo largo de siglo XX han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para explicar otros fenómenos espectrales.

TEORIA DE DALTON

John Dalton, profesor y químico británico, a principios del siglo XIX, estudio la forma en que los diversos elementos se combinan entre si para formar compuestos químicos. Aunque ya se había afirmado que las unidades más pequeñas de una sustancia crean los átomos.

Se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton demostró que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes.

TEORIA BOHR

Para explicar la estructura del átomo, el físico Danés Nicls Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría de Bohr. Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles quánticos, a una distancia considerada del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El numero de electrones es igual al numero atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio 2 y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa esta completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben máximo ocho electrones, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Los “últimos” electrones, los mas externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químico del átomo.

Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón)tienen llena su capa electrónico externa. No se combinan químicamente en la naturaleza. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio solo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndole su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos.

Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 198 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternativa que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponden con el orden de los elementos de la tabla periódica.

Cuantiaba las orbitas para explicar la estabilidad del átomo.

TEORIA DE RUTHERFORD

Representaba el átomo como un sistema solar en miniatura en el que los electrones se movían como planetas alrededor del núcleo.

El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radioactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo, que según se vio consistía principalmente en espacio vació. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que solo mide aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la masa del átomo esta concentrada en su núcleo. También postulo que los electrones, de los que ya sabia que formaban parte del átomo, viajaban en orbitas alrededor del núcleo.

El núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado electrónico normal del átomo es neutro.

TEORIA DE SCHRÖDINGER

Abandono La idea de orbitas precisas y las sustituyo por descripción de las regiones del espacio (llamadas orbitales) donde es mas probable que se encuentren los electrones.

Orbítales: los electrones con diversos valores de momento angular ocupan regiones del espacio como estas. La intensidad del sombreado indica la probabilidad de encontrar un electrón a esta distancia.

LA TEORIA DE THOMSON

Thompson es reconocido como el descubridor del electrón. En 1897, Joseph John Thompson identifico el electrón como constituyente de todo átomo, desmintiendo la idea de que el átomo era indivisible. Esto resulto en una búsqueda de una teoría que explicara la estructura del átomo. El modelo de Thompson era de una nube de electrones, donde el espacio del átomo era ocupado por un media liviano, cargado positivamente y los electrones se distribuían por este medio, resultando la neutralización del átomo. El tamaño del átomo es de 10 metros en diámetro, y el electrón se dibujo de media 10 metros. Entonces miles de electrones cabrían en un átomo; pero experimentos demostraron lo contrario, y esto llevo a la teoría de Thompson al fracaso y el surgimiento de otros modelos.

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