Desarrollo Histórico de las Teorías Atómicas

Evolución de los Modelos Atómicos

Orígenes del concepto de átomo

Siglo IV a.C.

Demócrito fue el fundador de la escuela atomista.

Átomos:

• Indivisibles
• Distinguibles por su:
  • Forma
  • Tamaño
  • Orden
  • Posición
• Se ensamblan entre sí
• No se fusionan

Modelo de Dalton

Postulados

• Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa.
• Los elementos están formados por átomos indestructibles.
• Los átomos se combinan en relaciones fijas para formar compuestos.
• Átomos distintos forman compuestos diferentes.

Limitaciones de la Teoría

• La Ley de Lavoisier (conservación de la masa) no es totalmente cierta. En las reacciones se desprende energía y se pierde masa.
• No todos los átomos de un mismo elemento son iguales, ya que algunos tienen más isótopos que otros.
• No explica los fenómenos de cargas eléctricas de la materia.
• No define los enlaces químicos en los átomos.

Teoría de Joseph John Thompson

Experimento

• Estudia los gases mediante tubos de rayos catódicos.
• Determinó la existencia de electrones en los rayos.
• Establece la relación carga eléctrica-masa del electrón.

Átomo de Thompson

• Gran corpúsculo (nube) con carga positiva.
• Electrones (sólidos) distribuidos uniformemente.

Modelo de Rutherford

Experimento

• Disparó rayos catódicos hacia una lámina de oro.
• No todos los rayos atravesaron la lámina.

Átomo de Rutherford

• La mayor parte de la masa del átomo está en el núcleo.
• El núcleo está cargado de protones (+).
• Los electrones giran en torno al núcleo.
• No son atraídos al núcleo por la fuerza centrípeta.
• Hay un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza.
• Número de protones (+) = número de electrones (-).
• El átomo es eléctricamente neutro.

Discusión de Maxwell

Debido a la atracción del electrón a los protones del núcleo, éste debería ir perdiendo energía de manera continua y precipitándose al núcleo en forma de espiral hasta quedarse sin energía y chocar con el núcleo.

Modelo de Max Planck

Postulados

• Los electrones absorben/pierden energía de manera discontinua.
• En paquetes de energía (Quantums).
• Desmiente a Maxwell.
• El electrón no cae en espiral.

Modelo de Neils Bohr

Teoría de las Órbitas Cuantificadas

• Aplica la teoría de los Quantums.
• Los electrones giran en órbitas fijas sin emitir energía.
• Explica los espectros de luz.
• Las órbitas son llamadas números cuánticos principal (n).

Características

• Los electrones giran en órbitas fijas alrededor del núcleo.
• Al girar, los electrones no emiten/absorben energía.
• Están en estado de energía cuantificada.

Al absorber energía, el electrón:

• Absorbe un Quantum.
• Emite un espectro de absorción.
• Salta a una órbita más grande/alejada del núcleo.

Al emitir energía, el electrón:

• Libera un Quantum.
• Refleja un espectro de emisión.
• Salta a una órbita más pequeña/cerca del núcleo.

Deficiencias

• El modelo no aplica para elementos poli-atómicos.
• De más de un electrón (valencia mayor a 1).

Modelo de Sommerfeld

• Establece órbitas circulares y elípticas.
• Determina el número cuántico principal secundario (l).

LOS MODELOS DE SOMMERFELD Y DE DE-BROGLIE NO DESCRIBEN LOS FENÓMENOS DE TODOS LOS ÁTOMOS

Modelo Mecánico Cuántico

Werner Heisenberg

• Propone la existencia de orbitales.
• Zonas de máxima probabilidad donde se puede encontrar el electrón.

Erwin Schrödinger

• Establece fórmulas para determinar los orbitales a través de números cuánticos:
  • n: nivel
  • l: forma (s/p/d/f)
  • m: orientación
  • s: spin/giro