formulas y modelos atómicos cientificos

1. Escuela Mixta San Clemente
Modelos Atómico
Jose Rangel
10°
2017

2. 1 TEORÍA DE DALTON.
DESPUÉS DE MUCHOS PLANTEAMIENTOS ACERCA DE LA CONSTITUCIÓN DE LA MATERIA, SOLO EN EL AÑO
1809, JOHN DALTON(1766-1844). UN PROFESOR INGLES DE QUÍMICA, PUBLICO UNA OBRA REVOLUCIONARIA
EN LA RESCATABA LAS IDEAS FORMULADA POR DEMÓCRITO Y LEUCIPO DOS MIL AÑOS ATRÁS. EN SU OBRA,
NUEVO SISTEMA DE LA FILOSOFÍA QUÍMICA, PLANTEO LA TEORÍA SOBRE LA NATURALEZA ATÓMICA DE LA
MATERIA, EN UN INTENTO POR EXPLICAR LA LEYES QUÍMICA DE SU ÉPOCA.
LA TEORÍA DE DALTON SE CONOCE COMO LA PRIMERA TEORÍA ATÓMICA Y COMPRENDE TRES POSTULADOS:
* CADA ELEMENTO QUÍMICO SE COMPONE DE PARTÍCULAS DIMINUTAS E INDIVISIBLES LLAMADAS ÁTOMOS.
• LOS ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO TIENE PESOS Y PROPIEDADES IGUALES, PERO SON DIFERENTES DE
LOS ÁTOMOS DE LOS DEMÁS ELEMENTOS. EL CAMBIO QUÍMICO CONSISTE EN LA COMBINACIÓN,
SEPARACIÓN O REORDENAMIENTO DE ÁTOMOS.
• LOS ÁTOMOS DE DISTINTOS ELEMENTOS SE PUEDEN UNIR ENTRE SÍ, EN PROPORCIONES NUMÉRICAS
SIMPLES.
DALTON, ADEMÁS, DIO SÍMBOLOS A ALGUNOS ELEMENTOS. ASÍ, EL SÍMBOLO DEL NITRÓGENO ERA Φ, EL DEL
CARBONO ● Y EL DEL OXIGENO O.
A CONTINUACIÓN MENCIONAREMOS ALGUNOS MODELOS ATÓMICO Y LAS BASES QUE SE UTILIZARON PARA
SU POSTULACIÓN.

3. 2 MODELO DE THOMSON.
2.1. AL INTERIOR DE LOS ÁTOMOS.
A MEDIADOS DEL SIGLO XVIII, EL ESTADOUNIDENSE BENJAMÍN FRANKLIN(1706-1790) ESTUDIO EL FENÓMENO
DE LA ELECTRICIDAD, CONOCIDO YA DESDE LA ÉPOCA DE LOS GRIEGOS Y COMPROBÓ QUE LOS RAYOS DE LAS
TORMENTAS SE ORIGINABAN POR DESCARGAS ELÉCTRICAS EN EL AIRE. MAS TARDE, CON LOS TRABAJOS DEL
FÍSICO ITALIANO ALESSANDRO VOLTA(1745-1827)ESTOS CONOCIMIENTOS SE INCREMENTARON. VOLTA FUE EL
INVENTOR DE LA PILA QUE PERMITIÓ UTILIZAR POR PRIMERA VEZ LA CORRIENTE ELÉCTRICA. A PRINCIPIOS DEL
SIGLO PASADO, EL TRABAJO DE VOLTA FUE AMPLIADO POR EL INGLÉS MICHAEL FARADAY (1791-1867) AL
FORMULAR LAS LEYES DE LA ELECTROLISIS, LA INDUCCIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y LA CONDUCCIÓN DE LA
ELECTRICIDAD EN LOS GASES.
DURANTE MUCHOS AÑOS, LAS TEORÍAS DE LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y DE LA ELECTRICIDAD SE
DESARROLLARON INDEPENDIENTEMENTE, PERO LOS EXPERIMENTOS DE DAVY Y FARADAY HICIERON PENSAR
QUE EXISTÍAN CLARAS RELACIONES ENTRE LA FÍSICA Y LA QUÍMICA.
HASTA PRINCIPIOS DEL SIGLO XX LOS HOMBRES DE CIENCIA SIGUIERON ADMITIENDO LA TEORÍA DE DALTON. SIN
EMBARGO, EN ESTA ÉPOCA SE REALIZARON NUMEROSOS DESCUBRIMIENTOS QUE HICIERON NECESARIO EL
DESARROLLO DE NUEVAS TEORÍAS ATÓMICAS.
LOS PRIMEROS EXPERIMENTOS REALIZARON CON GASES SOMETIDOS A BAJAR PRESIONES Y A UNA DIFERENCIA
DE POTENCIAL DE ALGUNOS MILES DE VOLTIOS, FUERON REALIZARON POR EL CIENTÍFICO INGLÉS WILLIAM
CROOKES, MEDIANTE DISPOSITIVOS LLAMADOS TUBOS DE DESCARGA, QUE SIRVIERON PARA EL
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN.

4. 2.2. Los tubos de descarga y el descubrimiento del electrón
Crookes aplico fuertes descargas eléctricas a discos metálicos conectados en los extremos de un tubo
con gas enrarecido. Cuando la descarga era lo suficientemente grande, se observaban ráfagas e
imágenes luminosas en el aire que ocupaba el tubo. Si en vez de aire había orto gas, la luz tomaba un
color diferente.
Si se eliminaba el gas que llenaba el tubo, la luz coloreada desaparecía, a pesar de que la corriente
eléctrica seguía produciendo rayos invisibles.
Estos rayos recibieron el nombre de rayos catódicos porque siempre iban del electrodo negativo
(cátodo) al electrodo positivo (ánodo). Además estos rayos siempre se transmitían en línea recta.
En, 1897, el inglés Joseph Thomson (1856-1940) dilucido la naturaleza exacta de los rayos catódicos.
Observo que los rayos catódicos eran desviados de su trayectoria rectilínea tanto por campos
eléctricos como magnéticos. Como la luz ordinaria no es afectada por un imán, estos rayos poseían
una propiedad de la materia y no de la luz. Así, postulo que los rayos catódicos eran un haz de
partículas negativas a las cuales llamó electrones. Thomson hizo pasar estos rayos a través de campos
eléctricos y magnéticos, determinando así la velocidad con la que viajaban y la relación carga/masa
entre ellos.

5. 2.3. descubrimiento del protón.
En 1886, Eugen Goldstein(1850-1930) utilizó un tubo de rayos catódicos metálico con
el cátodo perforado y observó otro tipo de rayos que procedían del ánodo; éstos
atravesaban las perforaciones del cátodo iluminado la zona posterior de este. A estos
rayos que les llamó rayos canales: tenían las propiedades de desviarse por campos
eléctricos y magnéticos, su carga era positiva y su relación carga/masa era mucho
menor que el valor obtenido para la de los electrones y dependía del gas que tuviera
el tubo.
Más tarde, se comprobó que los rayos canales eran partículas positivas y que su masa
dependía del gas encerrado dentro del tubo.

6. 2.4. modelo de Thomson.
El reconocimiento de electrones y protones como partículas
fundamentales de los átomos, permitió a Thomson proponer una nueva
teoría atómica conocida como el modelo atómico de Thomson.
Reconocer que, en ciencias, un modelo corresponde a la imagen mental
o a la representación física que simula algún fenómeno que no podemos
ver ni vivenciar directamente.
El modelo atómico de Thomson plantea que el átomo es una unidad
fundamental de toda materia, que es neutra y que esta formada por
igual cantidad de partículas con cargas negativas.

7. 3.5. modelo atómico de Rutherford. Descubrimiento del núcleo.
En 1909 el neozelandés Ernest Rutherford(1871-1937)llevo a cabo un
experimento que demostró que los átomos no eran esferas solidas indivisibles
como proponía Dalton. Rutherford diseño un dispositivo mediante el cual
bombardeaba laminas muy finas de oro con las partículas alfa emitidas por
materiales radiactivos. Observo que la mayoría de las partículas atómicas
atravesaba la lamina metálica como si esta no existiera y solo unas pocas
chocaban parar todas las partículas y unas pocas eran fuertemente repelidas y
su trayectoria se invertía en 180°.

8. Basándose en estos resultados, Rutherford postulo que cada átomo tenia
una zona central densa y pequeña a la cual llamó núcleo atómico. El núcleo
atómico debía ser positivo, pues que las partículas alfa, también positivas,
eran rechazadas al chocar contra los números de los átomos del metal.
De esta manera, el modelo atómico que postulo Rutherford deja claro que
los átomos tienen un núcleo central cargado positivamente y en el se
reúne la mayor parte de la masa atómica, y que los electrones se mueven
en torno al núcleo, ocupando un gran espacio vacío para formar el
volumen total del núcleo. La carga negativa de los electrones contrarresta
la carga positivas del núcleo, por lo cual el átomo es neutro.

9. 3.6. inconsistencias del modelo de Rutherford.
De acuerdo con los supuestos de la física clásica, toda partícula acelerada, como es el
caso del electrón cuando gira describiendo una orbita , emite energía en forma de
radicación electromagnética. En consecuencia, el electrón perdería energía de forma
continua y daría lugar a aspectos de emisión continuos, lo cual esta en contradicción con
lo que se observa en la realidad.
Por otra parte, la perdida continua de energía provocaría que los electrones tuvieran
que moverse cada vez mas rápido y a distancias del núcleo( catástrofe atómica). Por lo
tanto, los átomos no serian estables, mientras que la realidad es que si lo son. En
definitiva, si se aceptaban como validos los principios de la física básica, el modelo de
Rutherford debía ser desechado.

10. 3.7. descubrimiento del neutrón.
Rutherford, basándose en el conocimiento de que la partícula alfa tenia
una carga de +2(2 protones) y una masa 4 veces mayor que la del protón, y
que además, la masa de los electrones era muchísimo menor a la de los
protones, predijo que debían existir partículas neutras, sin carga y con una
masa cercana a la del protón. Años mas tarde, en 1932, el inglés James
Chadwick (1891-1974) comprobó, al bombardear átomos de berilio con
partículas alfa de alta energía, la emisión de partículas neutras: los
Neutrones.

11. 3.8. isótopos.
Se llama número atómico (Z) al número de protones que tiene un átomo y
número másico(A) al número de nucleones(protones y neutrones) que tiene
un átomo.
A pesar de tener el mismo número de protones, dos átomos de un mismo
elemento pueden tener diferente número de neutrones. De esta manera, los
átomos de un elemento siempre tienen el mismo número atómico pero
pueden tener distinto número másico. Se llaman Isótopos a los átomos de un
mismo elemento que se diferencia en su número másico. Un elemento
químico esta formado generalmente por una mezcla de isótopos.

12. 4.1. la hipótesis.
En 1900, el físico alemán Max Planck revoluciono los conceptos de la época al explicar el fenómeno de la
energía radiante.
En un informe presentado ante la Sociedad Alemana de Física, propuso las siguientes hipótesis:
• La materia esta formada por partículas (moléculas, átomos, electrones, etc.) que oscilan, emitiendo
energía en forma de radiación electromagnética.
• La energía que emiten estas partículas no puede tener cualquier valor, sino tan sólo algunos valores que
son múltiplos de una cantidad discreta de energía, llamado cuanto.
• El valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida. Tanto la
energía de un cuanto como la frecuencia se relacionan matemáticamente.
• La energía sólo puede absorberse o emitirse en cuantos completos; es decir, la energía total emitida o
absorbida será igual al número entre de cuantos o “paquetes” de energía.

13. 4.1. Modelo atómico de Bohr.
En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962), basándose en las hipótesis de Planck, realizo otros
experimentos para formular un nuevo modelo atómico que resolvía el problema de la inestabilidad del
átomo de Rutherford.
En este modelo se mantiene la estructura planetaria propuesta por Rutherford, pero se utilizan los
principales cuánticos sobre la emisión de energía, introduciendo una serie de condiciones sobre el
comportamiento de electrón:
• Aunque los electrones giran alrededor del núcleo, no todas las órbitas que describen son estables
sino tan solo un número limitado de ellas. Es decir, el electrón no puede moverse a cualquier
distancia del núcleo, sino a distancias determinadas.
• Cuando un electrón se encuentra en un nivel estable, no emite energía. Los electrones solo pueden
ganar o perder energía cuando saltan de una orbita a otra.
El modelo de Bohr postula, entonces, que el movimiento de los electrones esta condicionado a ciertas
orbitas de energía definida. Las orbitas descritas por un electrón o grupo de electrones tienen una
determinada distancia del núcleo. Mayor será su energía .

14. El modelo atómico actual se construye bajo los siguientes
supuestos:
1. Todo electrón en movimiento lleva asociada una onda. El
comportamiento del electrón se describe mediante una
ecuación llamada ecuación de onda.
2. Puesto que no es posible conocer todo sobre el electrón
durante todo el tiempo, se emplean probabilidad para indicar
su posición, verdad, energía, etc.
3. La energía de los electrones esta cuantizada, es decir, solo
puede tener ciertos valores y no puede tener ningún otro.

15. 5.1. La ecuación de Schrödinger y los números cuánticos.
En 1926, el físico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961) describió el comportamiento del electrón en
un átomo de acuerdo con consideraciones estadísticas.
Schrödinger considero que la trayectoria definida del electrón, según Bohr, debe sustituirse por la
probabilidad de hallarlo en una zona del espacio atómico; esta probabilidad es también en la densidad
electrónica o nube de carga electrónica, de modo que las regiones donde existe una alta probabilidad de
encontrar al electrón son las zonas de alta densidad electrónica. Bajo este planteamiento, los estados de
energía permitidos para el electrón en el átomo, llamados orbitales, quedan decretos por medio de
cuatro números cuánticos.
La ecuación de onda tiene varias soluciones, cada una de las cuales describe una posible situación del
electrón en una región determinada del átomo y con cierta energía. La distintas soluciones de la
ecuación se obtienen introduciendo los números cuánticos, cuyos valores varían en la misma. Estas
soluciones pueden representarse gráficamente por ser funciones matemáticas. Las graficas delimitan
una región del espacio. Tradicionalmente se llama orbital a cada una de estas zonas. Así, un orbital es
una región del átomo donde la probabilidad de hallar un electrón con cierta energía es elevada.

16. 5.2. Los números cuánticos.
Para describir las características de un electrón situado en un determinado orbital, se necesitan cuatro
números cuánticos, que se representan mediante las letras n, l, ml y ms. El significado físico de estos
números, así como los valores que pueden tomar, se describen de la siguiente manera:
• Número cuántico principal(n). Esta relación con la energía del electrón. Para el átomo de hidrogeno,
la energía depende sólo de n. Si n aumenta, la distancia del electrón al núcleo y la energía que esta
partícula posee, también se incrementan. Los valores que pueden tomar n están limitados a los
números naturales: 1, 2, 3, etc.
• Número cuántico secundario(l). Designa la forma del orbital. Los posibles valores de l dependen de n,
de modo que, para cada valor de n, el número cuántico l puede tomar los valores 0, 1, 2 y 3. se
acostumbra a simbolizar con letras los valores numéricos que pueden tomar el numero cuántico l,
según:
Número cuántico secundario 0 1 2 3
Símbolo del orbital s p f g
El número cuántico l también nos informa sobre la geometría que tiene el orbital. Por ejemplo, un orbital
s es un esférico, un orbital p esta formado por dos lóbulos, etc.