Teoría Atómica

En 1808 John Dalton (1766 – 1844) - maestro de escuela inglés, quien confundía los colores, ¿Ya se imagina,  qué es daltonismo? -  con el propósito de dar una explicación a los trabajos de los anteriores científicos y a la Ley de las proporciones múltiples, propuesta por Él mismo, orientó sus experiencias a determinar las masas relativas de los átomos, así como las relaciones de peso que se combinan para dar lugar a los compuestos. De esta forma enunció su famosa teoría atómica con  base en  los  siguientes postulados:

a. Los elementos se componen de pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos.

b. Los átomos de un mismo elemento poseen propiedades idénticas, por ejemplo: masa y tamaño.

c. Los átomos de elementos diferentes tienen propiedades diferentes.

d. Los átomos ni se crean ni se destruyen. – son eternos -

e. Cuando los átomos se combinan, lo hacen con relaciones fijas de números enteros, para formar compuestos.

La mayoría de los postulados de Dalton son válidos hoy en día. Sin embargo, los conocimientos modernos muestran que:

a. Los átomos están formados por partículas subatómicas.

b. Los átomos pueden ser descompuestos.

c. No todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa. Existen isótopos que son átomos de un  mismo elemento con diferente número de neutrones y por lo tanto diferente masa.

Los anteriores  postulados fueron válidos durante casi 100 años, pero tuvieron que evolucionar cuando la comunidad científica se sintió avocada a interpretar ciertos fenómenos,  en los cuales se evidencia la naturaleza eléctrica de la materia.

Joseph d. Thomson (1856 – 1940). Físico británico, Realizó estudios cuantitativos de la desviación que experimentaban los rayos catódicos al hacerlos pasar por campos eléctricos y  magnéticos.

Thomson encontró la relación de carga a masa para el electrón a partir de datos experimentales; el valor aceptado es:

				q	=	-1.76 x 10 8 coul
				m		g

Inicialmente se pensaba que los rayos catódicos eran ondas luminosas, pero éstas no son desviadas por campos magnéticos. De estos hechos se ha concluido que los rayos catódicos son especies discretas,  cargadas negativamente, y con masa definida, que se encuentran en todos los átomos. Thomson les dio el nombre de electrones en 1897

Ernest Rutherford (1871 – 1937). Físico británico – premio Nóbel de química, 1908 – En 1906 puso de manifiesto la existencia del núcleo atómico. En 1920 predijo la existencia de una partícula sin carga en el átomo,  a la que denominó neutrón.

Uno de los postulados de Rutherford establece que: "Los electrones -carga eléctrica negativa-  giran alrededor del núcleo"

MODELO ATÓMICO DE BOHR

En 1913, Niels Bohr que trabajaba con Rutherford se encontraba buscando una explicación del porque el modelo atómico de Rutherford fallaba desde el punto de vista clásico, cuando leyó  la teoría de Planck para la radiación del cuerpo negro.

El segundo postulado de Planck decía “ un oscilador solo emite energía  cuando pasa de un estado de mayor energía a otro de menor energía” y consideraba la frecuencia de movimiento circular del electrón alrededor del núcleo análoga a la frecuencia del oscilador de Planck, por lo que se podría solucionar el problema.

El átomo solo emite radiación electromagnética cuando los electrones pasan de un nivel de mayor energía a uno de menor energía.

Entonces, basado en el modelo atómico de Rutherford, Bohr  formuló para su modelo atómico del átomo de hidrogeno una serie de postulados.

1. El átomo de hidrógeno se compone de un núcleo constituido por una carga +Ze y un electrón ligado a el por fuerzas electrostáticas.
2. Existe un conjunto de estados energéticos (estados estacionarios) cuantizados en los que se mueve el electrón sin emitir radiación electromagnética.  En ellos la energía es constante.
3. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios. Lo que implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas. Si se absorbe la energía suficiente el electrón se libera.
4. IV. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación

n=1,2,3..

 

donde n es el numero cuántico principal.

Para el valor mínimo 1 corresponde un radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm (radio de Bohr).

Modelo de Schrödinger: Modelo Actual

Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.

Artículo principal: Modelo atómico de Schrödinger

Luego de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno y oxigeno.

Características del Modelo Atómico de Schrödinger:

Postuló, lo que se conoce como el principio de incertidumbre, que consiste en que no se puede conocer la velocidad del electrón y su posición al mismo tiempo. De ahí nace lo que se conoce como REEMPE que significa la región en el espacio más probable de encontrar al electrón, lo que dio lugar a lo que conocemos como orbital.

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo"

http://www.monografias.com/trabajos103/modelos-atomicos-y-estructura-atomica/modelos-atomicos-y-estructura-atomica.shtml