miércoles, 17 de junio de 2009

Modelos Atomicos




En este apartado mostrare los modelos atomicos, con una imagen alusiva:







Modelo atómico de Thomson


Representación esquemática del modelo de Thompson.



El modelo atómico de Thomson, también conocido como el pastel de pasas, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón, antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un budín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva.En 1906 Thompson recibio el premio nobel de fisica por este descubrimiento.
Dado que el átomo no deja de ser un sistema material que contiene una cierta cantidad de energía interna, ésta provoca un cierto grado de vibración de los electrones contenidos en la estructura atómica. Desde este punto de vista, puede interpretarse que el modelo atómico de Thomson es un modelo dinámico como consecuencia de la movilidad de los electrones en el seno de la citada estructura.
Si hacemos una interpretación del modelo atómico desde un punto de vista más macroscópico, puede definirse una estructura estática para el mismo dado que los electrones se encuentran inmersos y atrapados en el seno de la masa que define la carga positiva del átomo.
Dicho modelo fue superado luego del
experimento de Rutherford, cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.



















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Modelo atómico de Rutherford


El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.

Introducción
Previamente a la propuesta de Rutherford, los físicos aceptaban que las
cargas eléctricas en un átomo tenían una distribución más o menos uniforme. Rutherford trató de ver como era la dispersión de partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro muy delgada. Los ángulos deflactados por las partículas supuestamente aportarían información sobre como era la distrubución de carga en los átomos. En concreto, era de esperar que si las cargas estaban distribuidas acordemente al modelo de Thomson la mayoría de las partículas atravesarían la delgada lámina sufriendo sólo ligerísimas deflacciones en su trayectoria aproximadamente recta. Aunque esto era cierto para la mayoría de partículas alfa, un número importante de estas sufrían deflexiones de cerca de 180º, es decir, prácticamente salían rebotadas en dirección opuesta a la incidente.
Rutherford apreció que esta fracción de partículas rebotadas en dirección opuesta podía ser explicada si se asumía que existían fuertes concentraciónes de cargas positivas en el átomo. La mecánica newtoniana en conjunción con la
ley de Coulomb predice que el ángulo de deflexión de una partícula alfa relativamente ligera, por parte de un átomo de oro más pesado depende del parámetro de impacto o distancia a la que la partícula alfa pasaba del núcleo:[1]
Se deduce que el parámetro de impacto debe ser bastante menor que el radio atómico. De hecho el parámetro de impacto necesario para obtener una fracción apreciable de partículas "rebotadas" sirvió para hacer una estimación del tamaño del núcleo atómico, que resulta ser unas cien mil veces más pequeño que el diámetro atómico.

Importancia del modelo [editar]
La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer la existencia de un núcleo en el átomo. Término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos. Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que si no, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.
Rutherford propuso que los
electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además se abría varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlo:
Por un lado se planteó el problema de como 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.
Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la
electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 − 10s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caida de los electrones sobre el núcleo.[2] Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.
Aunque según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidas. No obstante, los resultados de su experimento, permitieron calcular que el radio del átomo era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, lo que hace que haya un gran espacio vacío en el interior de los átomos.

Modelos posteriores [editar]
El modelo atómico de Rutherford fue sustituido muy pronto por el de
Bohr. Bohr intentó explicar fenomenológicamente que sólo algunas órbitas de los electrones fueran posibles. Lo cual daría cuenta de los espectros de emisión y absorción de los átomos en forma de bandas discretas
El modelo de Bohr "resolvía" el problema proveniente de la electrodinámica postulando que sencillamente los electrones no radiaban, hecho que fue explicado por la
mecánica cuántica según la cual la aceleración promedio del electrón deslocalizado era nula.



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Modelo atómico de John Dalton


Varios átomos y moléculas representados en A New System of Chemical Philosophy (1808) de John Dalton.
El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química fue el primer
modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton.

Introducción
La observación de las cantidades fijas en las que diferentes substancias químicas se combinaban para reaccionar químicamente, llevó a Dalton a la hipótesis de que existía una cantidad mínima o discreta de materia de cada substancia que se combinaba de manera fija con un cierto número de unidades fijas de otras substancias. Dalton observó que muchas substancias podían considerarse como compuestas por diferentes especies de materia, y consecuentemente clasificó a todas las substancias en:
Elementos, o substancias químicas simples formadas por una única especie de materia.
Substancias compuestas, que podían considerarse como formadas por proporciones fijas de diferentes elementos.
De acuerdo con esa idea Dalton llamó
átomo a la cantidad mínima de un elemento dado. Y más tarde se llamaría molécula a una combinación de un número entero de átomos que parecía ser la cantidad mínima de cada substancia que podía existir. El modelo atómico de Dalton asumía que los átomos eran de hecho indivisibles y sin estructura interna, de hecho, por eso escogió denominarlos a partir de la palabra griega 'ατομος' átomos 'sin partes, sin división'.

Éxitos del modelo
El modelo atómico de Dalton explicaba porqué las substancias se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.
Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de substancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.
En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del
siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.

Postulados de Dalton
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:.
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
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.
Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Insuficiencias de la teoría
La teoría de Dalton no podía explicar fenómenos como la electricidad, para los que sabemos debe admitirse que el átomo es divisible y está formado por partículas cargadas eléctricamente más pequeñas que él (
electrones y protones).
Tampoco explicaba satisfactoriamente porqué a pesar de que las substancias se combinaban entre sí en proporciones fijas, dadas dos substancias a veces podían existir dos o tres de estas proporciones. Por ejemplo el
carbono (C) y el oxígeno (O) pueden combinarse como monóxido de carbono CO o como dióxido de carbono CO2. Este hecho como sabemos hoy en día depende de la particular estructura interna de los átomos y como los electrones se disponen dentro de los átomos, correspondiendo cada compuesto diferente de dos elementos una disposición interna diferente de los enlaces químicos que forman los electrones.
Finalmente el modelo atómico de Dalton tampoco podía explicar la periodicidad de las propiedades químicas de los elementos, resumida en la
tabla periódica de Mendeléyev, más tarde interpretada gracias a la estructura electrónica interna en los átomos.
El modelo atómico de Dalton, fue superado por el
modelo atómico de Thomson que era capaz de explicar fenómenos eléctricos como los rayos catódicos y fenómenos nuevos como la radioactividad. Estos fenómenos no tenían explicación en el modelo de átomo indivisible de Dalton, pero eran explicables en el modelo de Thomson que postulaba la presencia de electrones (e-) y protones(p+).





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Modelo atómico de Bohr

Diagrama del modelo atómico de Bohr.

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo que Bohr propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.


Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.


En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.


Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.


Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.


Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.






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