Leyes Ponderales y Modelos Atómicos: Evolución de la Teoría Atómica
Leyes ponderales y teoría atómica
Para medir con precisión los pesos de las sustancias cuando reaccionan unas con otras, se descubrieron las leyes ponderales, que son independientes entre sí y de cualquier modelo de constitución de la materia.
Ley de Lavoisier (conservación de la masa)
La suma de las masas de las sustancias que reaccionan es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.
Ley de Proust (proporciones definidas)
Dos o más elementos reaccionan para formar un mismo compuesto siempre en una proporción fija, que se corresponde con las masas atómicas relativas.
Con la ley de Proust se descubrió que cuando un átomo de un elemento se combina con otro, lo hace en menor proporción.
Teoría atómica de Dalton
La materia está compuesta por átomos indivisibles. De aquí se pueden deducir las cuatro leyes ponderales:
- La materia es discontinua: al dividir la materia, aparecen átomos.
- Es imposible crear, destruir o transformar átomos.
- Un elemento químico está formado por átomos idénticos, con la misma masa y propiedades, siendo distintos de los átomos de otros elementos.
- Un compuesto se forma por la unión de átomos de sus elementos en la proporción fija y sencilla.
Modelos atómicos
Modelo de Thomson
Modifica el átomo de Dalton para incluir cargas positivas y electrones. El átomo se describe como una esfera con toda la masa y carga positiva, en cuyos huecos se encuentran los electrones. El átomo no es indivisible.
Modelo de Rutherford
Propone un átomo nuclear, compatible con su experiencia: la masa y carga positiva se concentran en el núcleo, y los electrones orbitan en torno al núcleo como los planetas alrededor del Sol.
Espectros
Refracción
La desviación que sufre un rayo de luz cuando pasa de un medio a otro que tiene distinto índice de refracción. El rojo se desvía menos y el violeta más.
Espectros de emisión continuos
Si un haz de luz blanca atraviesa un prisma de vidrio, cada rayo que lo compone sufre una refracción desviándose un ángulo que depende de su frecuencia. Así se descompone la luz, produciendo un arcoíris: su espectro.
Un sólido o líquido incandescente produce un espectro de emisión continuo porque sus átomos oscilan con todas las frecuencias posibles.
Espectros atómicos
Al excitar un elemento químico en estado gaseoso con calor, se produce un espectro de emisión discontinuo, con fotones de muchas frecuencias distintas emitidos por transiciones sin luz. El espectro de cada átomo es distinto.
Defectos del modelo de Rutherford
- El modelo nuclear no proporciona ningún mecanismo que explique los espectros.
- No explica las propiedades periódicas de los elementos.
- Según la mecánica clásica, un electrón orbitando en torno al núcleo debería emitir energía radiante continuamente, por lo que acabaría cayendo al núcleo y el átomo no sería estable.
Modelo de Bohr
Modifica el modelo de Rutherford para explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Aplica el principio de conservación de la energía y la teoría cuántica de Planck: si un átomo emite energía, pasa de un estado de mayor energía a otro de menor energía.
Este modelo exige que el electrón no pueda estar a cualquier distancia del núcleo, sino solo en determinadas órbitas. Obtiene los radios y energías de las órbitas permitidas, justificando el espectro del hidrógeno.
- Cuando el electrón gira en una órbita estacionaria en torno al núcleo no emite energía. Esto se opone a las leyes de Maxwell, según las cuales el átomo no sería estable, pero lo es.
- Introduce el número cuántico n. El espectro es discontinuo y de frecuencias fijas. Calcula los radios y energías de las órbitas permitidas.
- Al saltar un electrón de una órbita de mayor energía a otra de menor energía, emite un fotón cuya energía es igual a la diferencia de energía entre las dos órbitas.
Postulados de Bohr y limitaciones
Los postulados no tienen base teórica, solo justifican resultados experimentales. El primero niega la mecánica clásica y el segundo mezcla ideas clásicas con mecánica cuántica.
El modelo explica solo el espectro del hidrógeno. No justifica los espectros de átomos polielectrónicos ni el desdoblamiento de algunas rayas espectrales en presencia de campos magnéticos.