Evolucion del atomo

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Evolucion del atomo

  1. 1. EVOLUCIÓN DEL ÁTOMO Muchos de los procesos químicos que ocurren, tanto en la naturaleza v como en los laboratorios, tienen una explicación a nivel microscópico, donde átomos y moléculas participan activamente. Así, para comprender los fenómenos y dar una explicación que se aproxime a la realidad de lo que sucede, loscientíficos utilizan modelos. Un modelo explica el fenómeno por medio de unaanalogía que permite visualizar o hacer una creación mental cuando lo ocurridono se presenta explícitamente a nuestros sentidos. Por lo general el modeloconstituye una explicación sencilla, y proporciona una semejanza estructuralcon el fenómeno que se estudia.Un modelo no es una estructura rígida, sino que puede perfeccionarse,cambiarse o desecharse si se vuelve obsoleto y ya no cumple la función para lacual fue propuesto. Desde que la ciencia dio sus primero pasos y los químicosiniciaron el estudio de la composición y propiedades de la materia, y sedesarrolló de la teoría atómica, los científicos emplearon modelos paracomprender la naturaleza del átomo.En la actualidad se acepta que la materia está formada por átomos y se tieneun modelo atómico consistente con el cual se explica satisfactoriamente sucomportamiento. Sin embargo, para llegar a este modelo, para que se llegara aconcebir el átomo en su forma actual, pasó mucho tiempo y fueron muchos loscientíficos que investigaron; plantearon teorías y crearon modelos respecto ala estructura de la materia y del átomo en sí. A pesar de las dificultadesevidentes, el concepto de que la materia es de naturaleza corpuscular (formadapor partículas) ha llegado a ser uno de los postulados fundamentales yfructíferos de la Química y merece la pena revisar algunos pasos importantesdados para llegar a esta conclusión.A continuación te presentaremos de manera cronológica los diversosescritos sobre la evolución del átomo y los distintos modelos propuestospara explicarlos…
  2. 2. Modelo atómico de John DaltonEl modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue elprimer modelo atómico con bases científicas, formulado en1808.John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por elrompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma enque los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestosquímicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos,habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran losátomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de lateoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton desarrolló unmodelo científico y formulo una serie de postulados concernientes a lanaturaleza de los átomos, los cuales destacaban la masa como una propiedadatómica fundamental.Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, lo que debe considerarseque está formada por unidades discretas, de tal manera que no se puededividir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia estádividida en átomos.Basándose en los datos experimentales imperfectos de que disponía ypartiendo de la idea de que la materia es discontinua, Dalton propuso su teoríapor medio de los siguientes postulados:
  3. 3. 1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes. 3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas. 4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. 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 distintos.La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”. Estosátomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ningunareacción química, y nunca cambian. Los átomos de un mismo elemento soniguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos losátomos de hidrógeno son iguales. Por otro lado, los átomos de elementosdiferentes, son diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentesa los átomos de hidrógeno. Los átomos pueden combinarse para formarcompuestos químicos. Por ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden
  4. 4. combinarse y formar moléculas de agua. Los átomos, al combinarse para formarcompuestos guardan relaciones simples. Los átomos de elementos diferentes sepueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Porejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono(CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxidode carbono (CO2).A partir de esta teoría, se establecen conceptos más refinados de elementos,compuestos y mezclas en términos de la organización atómica.Esta concepción se mantuvo casi durante un sigloLa teoría atómica de Dalton explica la ley de la conservación de la masa, alestablecer, que durante una combinación química, los átomos de los elementosno se crean ni se destruyen. Es así que los átomos que forman los reactivosserá el mismo de los productos.La ley de las proporciones múltiples se deduce teniendo en cuenta el número deátomos de cada elemento en compuestos diferentes formados por los mismoselementos; así, el CO y CO2, según los postulados de Dalton, en el CO2 existendos veces más átomos de oxígeno por átomo de carbono que en el CO. Elmonóxido de carbono tiene un átomo de oxígeno por cada átomo de carbono,mientras que el CO2 tiene dos átomos de oxígeno por cada átomo de carbono.Según las matemáticas, se puede afirmar que la relación de átomos de oxígenodel CO con respecto al CO2 es 1:2, que representan números enteros sencillos.La teoría de Dalton impulsó los conocimientos químicos durante un siglo. Apesar de sus intentos, Dalton no consiguió medir la masa absoluta de losátomos, pues sabemos que es extremadamente pequeña, por lo que trató decalcular la masa de los átomos con relación al hidrógeno, al que dio el valorunidad.Así surgió la escala química de masas atómicas
  5. 5. Posteriormente se tomó como átomo de referencia el oxígeno, al que seatribuyó una masa igual a 16, y se definió la unidad de masa atómica (uma) como1/16 de la masa del oxígeno.LIMITACIONES DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTONEn un principio, Dalton dijo que la materia estaba formada por átomos, esdecir, por partículas indivisibles e inalterables. Pero al descubrirse laexistencia de las partículas subatómicas, se comprobó que el átomo no eraindivisible.A pesar de que la teoría de Dalton era errónea, significó un avance muyimportante en el camino de la comprensión de la materia. Además, la aceptacióndel modelo de Dalton no fue inmediata, y durante bastantes años muchoscientíficos se resistieron a reconocer la existencia del átomo.A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría,se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendomodificaciones al modelo atómico inicial, Así que desde Dalton hasta nuestrosdías se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a laformulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz denuevos acontecimientos.
  6. 6. Varios átomos y moléculas representados en A New System of Chemical Philosophy (1808) de John Dalton
  7. 7. Fracaso ante la ley de Gay-Lussac.Para Dalton las últimas partículas de los elementos gaseosos como el hidrógeno,oxígeno, cloro, etc., eran necesariamente simples y estaban constituidas por unsolo átomo (así, H,O, CI, N, ...) y que las de compuestos gaseosos tancorrientes como el agua o el cloruro de hidrógeno eran naturalmentecompuestas pero formadas por sólo dos átomos distintos (HO, CIH, ... ). Sinembargo, con estas fórmulas no se podían explicar las relaciones volumétricas de Gay-Lussac: La conclusión experimental de GAY- LUSSAC de que un volumen de cloro se une con un volumen de hidrógeno para dar lugar a dos volúmenes de cloruro de hidrógeno llevó a Dalton a suponer que en los volúmenes iguales de cloro y de hidrógeno debían existir igual número de átomos. Al imaginar que estos elementos se unen átomo a átomo, formarán un mismo número de «átomos» (hoymoléculas) de cloruro de hidrógeno, al ser estos «átomos» indivisibles, debíanocupar, en cambio, un volumen doble según los resultados de Gay Lussac.La hipótesis de que en volúmenes iguales de gases debían existir igual númerode «átomos» tuvo Dalton que descartarla llegando a la conclusión de que losresultados de GAY-LUSSAC eran inexactos.Por el contrario, si la ley de Gay-Lussac era cierta estaba en contradicción conlos postulados de Dalton y su teoría atómica.
  8. 8. Modelo Atómico de Joseph Thomson A mediados del siglo XIX, se experimentaban con un nuevo fenómeno que cambiaría drásticamente la visión de la física. En ese momento se estudiaban la naturaleza de la radiación producida por un hilo metálico que transportaba corriente eléctrica a través de un tubo que se había vaciado de aire. Estos rayos, procedentes del cátodo (polo negativo del circuito), fueron llamados rayos catódicos. El dispositivo anteriormente citado, el tubo de rayos catódicos, podían colocarse dos placas que al aplicarse una diferencia de potencial eléctrico, se observaba una fina línea de gas brillante que se formaba cerca del cátodo ( - ) y se extendía hasta la placa el otro polo (ánodo, +). El análisis de la luz emitida indicaba que estaba formada por residuos de gas que se habían calentado al circular alguna "cosa" a través del mismo. Esa "cosa" desconocida eran los rayos catódicos. Se pensaba que podían ser haces de partículas, o una forma de radiación producida por vibraciones del éter, supuesta sustancia que llenaba el espacio por el cual las ondas podían desplazarse; idea que era sostenida por la mayoría de los científicos. Si bien la situación se tornó más confusa en 1895 cuando WilhemRöntgen descubrió accidentalmente los rayos X, las dudas fueron despejadas mediante los experimentos realizados en el laboratorio de Cavendish, uno de los centros de investigación en Cambridge. J. J. Thomson, desde la década de 1870, diseñó un experimento en el que
  9. 9. intervenían el balance entre las propiedades eléctricas y magnéticas de unapartícula cargada en movimiento. Ya en ese entonces se sabía que un objetocargado era afectado por dos tipos de fuerzas. Desde Faraday se habla defuerzas electromagnéticas que actúan sobre cualquier objeto provisto de cargaeléctrica, pero no actúan sobre un elemento no cargado como una onda. De esamanera, con el tiempo, los estudios por saber que eran los rayos catódicos secentró en saber si tenían o no carga eléctrica; de tenerla sería afectada porfuerzas electromagnéticas como la generada por un imán.Tubo de rayos catódicos. Los electrones emitidos por el cátodo ( - ) sonacelerados por el campo eléctrico hacia el ánodo (+) que deja pasar algunos porun orificio central. La trayectoria de este haz es afectada por la acción de uncampo magnético y uno eléctrico. J. J. Thomson buscaba cancelar esos efectospara determinar la velocidad de los electrones.Thomson armó un dispositivo, como lo muestra el esquema, anteriormodificando el tubo de rayos catódicos enrareciendo ligeramente el vacío conun poco de gas, para medir la velocidad de los rayos catódicos (que en esaépoca se los denominó rayos canales). Estos rayos debían atravesar una zona enla que se había creado un campo eléctrico entre dos placas cargadas y uncampo magnético. Se ajustó el voltaje de las placas hasta que se compenseexactamente los efectos desviadores del campo magnético, así eran atraídos
  10. 10. por el ánodo. Thomson argumentó que si los rayos eran realmente partículas sutrayectoria debía ser afectada por los imanes y por las grandes cargaseléctricas. Si el campo magnético obligaba a los rayos a moverse hacia abajo,entonces se cargaba las placas de manera que desviaran el haz hacia arriba enla misma medida. En otras palabras, igualaba la fuerza eléctrica a la magnética.El importante resultado que obtuvo Thomson fue que la velocidad de los rayoscatódicos era cerca de 3.107 m/seg., lo cual es más o menos el 10% de lavelocidad de la luz. Evidentemente los rayos catódicos eran partículas. (De serondas tendrían que viajar a la misma velocidad de la luz, 3.108 m/seg.). Puestoque las supuestas partículas eran atraídas hacia el electrodo cargadopositivamente, concluyó que transportaban carga eléctrica negativa. Estoscorpúsculos fueron bautizados con el nombre de electrones, ya que proveníande la electricidad, y calculó su masa en 9,11.10 – 28 g, algo demasiado pequeño.El descubrimiento del electrón preocupó a los físicos de la época ya que sehabían habituado a considerar al átomo como la única partícula demasiadopequeña, y ahora se les presentaba otra, por lo que comenzaron a preguntarsesi la materia estaba constituida fundamentalmente por átomos y electrones, ó,como esta partícula cargada negativamente es mucho más pequeña había quesuponer que el electrón no era más que una parte constitutiva del átomo, pero,de ser así, puesto que el electrón posee carga negativa ¿cómo explicaría que elátomo en los experimentos realizados se hubiera concluido que eraeléctricamente neutro?. La única explicación posible es la existencia de una
  11. 11. parte electrizada positivamente que neutralizara la carga del electrón. Así fuecomo J. J. Thomson propuso, sin atreverse a cambiar mucho el modelo deDalton, una imagen del átomo como una especie de bolita hueca cargadapositivamente dentro de la cual, a modo de semillas, se encontrarían loselectrones. Así, es como Thomson postula que el átomo se compone de una esfera cargada positivamente en la que reside la mayor parte del átomo y sobre la cual se incrustan los electrones. El Modelo atómico de J. J. Thomson, fue publicado entre los años 1.898 y 1.904 Thomson, partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento presentó algunas hipótesis en 1898 y 1904, intentando justificar dos hechos: 1. La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debede haber partículas con cargas positivas.2. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargaspositivas.Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masaaparecía asociada con la carga positiva (dada la poca masa del electrón encomparación con la de los átomos) y suponiendo que había un cierto número deelectrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa de carga positiva(como una especie de pastel o calabaza en la que los electrones estuviesenincrustados como si fueran trocitos de fruta o pepitas).Fue un primer modelo realmente atómico, referido a la constitución de losátomos, pero muy limitado y pronto fue sustituido por otros.
  12. 12. Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo deThomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargadapositivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modoparecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modeloexplicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en losátomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Ademáslos electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego erasuficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.
  13. 13. Modelo Atómico de Rutherford Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección de Ernest Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo macizo existente.Mediante un análisis matemático de las fuerzas involucradas, Rutherforddemostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío, lo que explicaba por qué la mayoría de las partículas que bombardeaban la lámina de oro, pasaran a través de ella sin desviarse Dispositivo experimental de Rutherford para la medida de la dispersión de partículas a, mediante láminas metálicas muy delgadas. La fuente de partículas a es
  14. 14. el Polonio radiactivo colocado en el interior de un bloque de plomo, que sirvepara proteger de las radiaciones y para seleccionar un haz de partículas. Lalámina de oro que se utilizó tenía un espesor de 0.00006 cm.Interpretación del experimento de Rutherford. La mayor parte de un átomoestá casi vacío ya que solo está ocupado por livianos electrones. Toda la cargapositiva del átomo y casi toda su masa se encuentra en el centro, en un núcleomuy denso y pequeño. La mayoría de las partículas a atraviesan el átomo concarga positiva (líneas a) atraviesan el átomo por el espacio desocupado sinexperimentar desviaciones, algunas se acercan a los núcleos (b) y se desvían alser repelidas por su carga positiva. Solo unas pocas llegan a acertar (c) en elnúcleo y salen despedidas hacia atrás.Las palabras de Rutherford después de realizar el experimento fueron:”ES LO MÁS INCREIBLE QUE ME HA SUCEDIDO EN MI VIDA. CASITAN INCREIBLE COMO SI AL DISPARAR BALAS CONTRA UN PAPEL DESEDA, ALGUNAS SE VOLVIERAN CONTRA USTED”.Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, perono tenía información alguna acerca de la distribución o posición de loselectrones.En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleocomo los planetas alrededor del sol.Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracciónelectrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuarmoviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observóque estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento:de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objetoeléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada,emite o absorbe radiación electromagnética.El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección linealcontinuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, deberíaemitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de laenergía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria enespiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el
  15. 15. de Bohr unos años más tarde.Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, LordRutherford propuso en el 1.911 este modelo de átomo:a. El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, enla que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa delnúcleo.b. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda lacarga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. Lacorteza está formada por los electrones que tenga el átomo.c. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.d. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas100.000 veces menor)Limitaciones de este modeloLa importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vezla existencia de un núcleo en el átomo (término que, paradójicamente, noaparece en sus escritos). Lo que Rutherford consideró esencial, para explicarlos resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centrodel átomo, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueranrebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial enla comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleoatómico donde se concentraba toda lacarga positiva y más del 99,9% dela masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parteestaba vacío.Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacíoalrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo.Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento denuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:  Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales.
  16. 16.  Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismoaplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.2Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas yforman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño yforma algo indefinidos. Los resultados de su experimento le permitieroncalcular que el radio atómico era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, y enconsecuencia, que el interior de un átomo está prácticamente vacío.
  17. 17. Modelo Atómico de Bohr La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se averiguó observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia. Sabemos que el espectro de un elemento químico es característico de éste y que del análisis espectroscópico de una muestra puede deducirse su composición. El origen de los espectros era desconocido hasta que la teoría atómica asoció la emisión de radiación por parte de losátomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia ala que éstos se encuentran del núcleo.La teoría de los cuantos de Planck la aporto a Bohr dos ideas: a. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de energía (están cuantizados) b. Sólo se emite radiacción cuando el oscilador pasa de un estado cuantizado a otro de mayor energía.El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevomodelo atómico que se basa en tres postulados:Primer Postulado:Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitirenergíaSegundo Postulado:
  18. 18. Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas paralas cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.Siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r elradio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuánticoprincipal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.Tercer postulado:Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferenciade energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiaciónelectromagnética.Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía,sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayorenergía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbecuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energíaabsorbida o emitida será:En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitascirculares que determinan diferentes niveles de energía. Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana
  19. 19. posible al núcleo.Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombrede número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valoresdesde 1 hasta 7 .La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo dehidrógeno.rn=n2a0, dónde n= 1, 2, 3, ... y a0=0.53 Å (53 pm)La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estasórbitas, y la energía. Por convenio, cuando el electrón está separado del núcleose dice que está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído porel núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa,y su valor desciende aRH es una constante que depende de la masa y la carga del electrón y cuyo valores 2.179 · 10-18 J.Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbitamás próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía permitida más baja, o el estadofundamental. Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivelmás alto (n=2,3, ...) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estadoexcitado. En este estado excitado el átomo no es estable y cuando el electrónregresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada deenergía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles.
  20. 20. La energía de un fotón, bien sea absorbido o emitido, se calcula de acuerdo conla ecuación de Planck. Representación de las n distancia órbitas 1 0,53 Å 2 2,12 Å 3 4,76 Å 4 8,46 Å 5 13,22 Å 6 19,05 Å 7 25,93 ÅNota: Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) yequivale a 1.0 x 10-10 metros.El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita"absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrónnecesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación).Este modelo implicaba los siguientes postulados:1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento(niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estadosestacionarios tenía una energía fija y definida.2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba perocuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
  21. 21. 3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbitacircular alrededor del núcleo.4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en loscuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2· 3.14.Propiedades del Átomo de Bohr.Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades deeste varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número deelectrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseencaracterísticas similares.Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículassubatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas loselectrones.Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones ylos neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienenelectrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículascon carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículasestables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, perono pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleoque fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Estapartícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la delprotón (1,6748210-27kg.).Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículasestables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. Elmodelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los deátomos mayores.Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, éstasolo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas
  22. 22. constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentalessencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos,responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos queposeen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendomejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de unnúcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posibleinterpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de uhelectrón (átomos poli electrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomospara formar enlaces químicos.
  23. 23. Modelo Atómico de El modelo atómico de Schrödinger (1924) es Shorödinger un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaba originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico. El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia. Así la ecuación se interpretabacomo la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espaciode dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretaciónprobabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretaciónes compatible con los electrones concebidos como partículas cuasipuntualescuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por laintegral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en lainterpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitíahacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad demovimiento pueden conocerse simultáneamente, por el principio deincertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no estándeterminadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles ysudistribución de probabilidad.El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisiónespectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El modelotambién predice adecuadamente la modificación de los nivelesenergéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico (efecto
  24. 24. Zeeman y efecto Stark respectivamente). Además, con ciertasmodificaciones semiheurísticas el modelo explica el enlace químico y laestabilidad de las moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en losniveles energéticos puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, perodonde el electrón es descrito mediante la ecuación relativista de Dirac en lugarde mediante la ecuación de Schrödinger. El átomo reside en su propio eje.Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a unaconfusión ya que no explica la estructura completa del átomo. El modelo deSchrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interaccióncon la estructura electrónica de otros átomos, pero no explica como es elnúcleo atómico ni su estabilidad.Insuficiencias del modelo:Si bien el modelo de Schrödinger describe adecuadamente la estructuraelectrónica de los átomos, resulta incompleto en otros aspectos: 1. El modelo de Schrödinger en su formulación original no tiene en cuenta el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo de Schrödinger-Pauli. 2. El modelo de Schrödinger ignora los efectos relativistas de los electrones rápidos, esta deficiencia es corregida por la ecuación de Dirac que además incorpora la descripción del espín electrónico. 3. El modelo de Schrödinger si bien predice razonablemente bien los niveles energéticos, por sí mismo no explica por qué un electrón en un estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno libre. Esto fue explicado por primera vez por la electrodinámica cuántica y es un efecto de la energía del punto cero del vacío cuántico.Cuando se considera un átomo de hidrógeno los dos primeros aspectos puedencorregirse añadiendo términos correctivos al hamiltoniano atómico.

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