masa_Atomica=protones+Neutrones//////N=Masa_Atomica-protones
los protones nunca cambian
Aquí se puede explicar tres de los seis postulados que se indican aca:
a- Materia formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no pueden destruirse. Esto implicaba que no existían partículas subatómicas, lo cual en realidad no era correcto ya que el átomo podía dividirse en varias partículas: electrón, neutrón y protón.
b- Los átomos de un mismo elemento son iguales, los átomos de diferentes elementos son diferentes. Esto implica que los átomos de un elemento tienen propiedades físicas y químicas que lo diferencian de los átomos de otros compuestos.
c- Los átomos permanecen sin división aunque participen de reacciones químicas. Nuevamente al reaccionar los átomos para formar compuestos estos son indivisibles.
d- Los átomos al combinarse para formar compuestos, guardan relaciones simples. Los átomos se combinan para formar compuestos, siempre en relaciones de números enteros sencillas y constantes.
e- Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los átomos si se combinan pueden hacerlo en distintas relaciones, brindando distintos compuestos.
f- Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. Para que se forme un compuesto se requiere la combinación de átomos de distintos elementos.
Varias opciones entre estos cuatro modelos:
a- Modelo de Thomson:
b- Modelo de Rutherford:
c- Modelo de Bohr:
d- Modelo de Mecánica Cuántica:
Thompson:
Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se compónía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thompson donde las “pasas” (electrones) se situaban en la parte exterior del “pastel” (la carga positiva).
Rutherford
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
No explicaba los espectros atómicos.
Bohr
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones movíéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)
Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una orbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.