Modelo de Dalton (1808)

· La materia consta de átomos indivisibles

· Los átomos de un determinado elemento son todos iguales

· Los compuestos químicos están formados por moléculas idénticas entre sí y constituidas por un número entero de átomos, siempre en la misma razón.

· La proporción en que se combinan los átomos para formar moléculas es siempre una razón numérica muy sencilla

· En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su disposición

Modelo atómico de Thomson (1904)

Thomson estudió el grado de desviación de los rayos catódicos en presencia de campos eléctricos y magnéticos, consiguió demostrar que se trataba de partículas cargadas negativamente y halló la relación carga/masa

Permite encajar los electrones dentro de un átomo eléctricamente neutro

· La materia se presenta neutra, lo que supone que junto a los electrones, los átomos han de tener materia cargada positivamente

· Los electrones pueden ser extraídos con facilidad de los átomos, pero la extracción de cargas positivas es un hecho extremadamente difícil

· La adición de nuevos electrones dotará al átomo de carga negativa, mientras que la pérdida de algunos electrones primitivos le proporcionará carga positiva

Modelo nuclear de Rutherford (1910)

El descubrimiento de la radioactividad permitió comprobar el modelo de Thomson. Rutherford lanzó partículas α contra finísimas placas de metales, en el que las posibles desviaciones de las partículas podían observarse por los destellos que producían al chocar sobre la pantalla fluorescente.

Resultados de la experiencia:

· La mayor parte de las partículas atravesaban la lámina metálica en línea recta sin sufrir desviaciones

· Un número muy reducido de partículas, aprox 1 de 20.000, sufría fuertes desviaciones

· Un número aún más reducido de partículas rebotaba al impactar sobre la lámina

Se pudo determinar la carga del núcleo que coincide con la z y según el modelo de Rutherford, los electrones se hallan alejados del núcleo pero atraídos por él

Modelo atómico de Rutherford (1911)

· El núcleo, que ocupa una fracción muy pequeña del volumen total del átomo, está cargado positivamente con protones y acapara la mayor parte de la masa del átomo

· La corteza es la extensa zona donde los electrones giran alrededor del núcleo. Cuando esta zona ocupa la mayor parte del volumen atómico y la masa de los electrones es tan pequeña, se puede decir que es una zona de vacío.

Falla en:

· Autodestructivo

· No explica los espectros discontinuos de emisión de los gases

Postulados del modelo de Bohr (1913)

· El electrón solo puede describir ciertas órbitas circulares en torno al núcleo

· Cuando el electrón se mueve siguiendo esta órbita circular, le corresponde una energía fija cuyo valor se asocia al número natural n (nº cuántico)

m·r·v= n·h/2π

· Mientras el electrón gira en una órbita determinada, no absorbe ni emite energía, solo cuando salta de una órbita a otra y lo hace en forma de radiación.

ΔE= h·v

El modelo atómico de Bohr lograba explicar los resultados experimentales relativos del átomo de hidrógeno.

· Explicaba cualitativa y cuantitativamente la generación de cada radiación electromagnética responsable de cada línea de emisión o absorción del espectro

· Obtuvo para la constante de Rydberg un valor prácticamente coincidente con el deducido empíricamente por el propio Rydberg

· Matemáticamente era capaz de calcular, a partir del segundo postulado, la velocidad del electrón en cada órbita

· Quiso extender su modelo a átomos polielectrónicos y vio que este explicaba correctamente los espectros de dichos átomos si previamente se convertían en hidrogenoides

· Pudo predecir que el número máximo de electrones en cada órbita viene dado por la expresión 2n², siendo n el número cuántico principal

· Con su modelo también era posible explicar la generación y la naturaleza de sus rayos x

La teoría de Bohr presentaba deficiencias al ser aplicada a átomos polielectrónicos

· El modelo no era capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos responsables de las líneas que aparecen en los espectros que poseen más de un electrón

· La idea de un átomo con órbitas circulares podía considerarse demasiado sencilla.

Correcciones del átomo de Bohr

1º Sommerfeld: Las órbitas pueden ser elípticas y se necesita otro número cuántico para describirlas, el segundo número cuántico (l), puede tomar valores de 0 a n-1

2º Efecto Zeeman: Las órbitas pueden orientarse al aplicar el campo magnético, siendo diferente la interacción entre el campo magnético del electrón y el aplicado. Para indicar la orientación de una órbita se introduce el número cuántico magnético (m) de valores de -l a +l

3º Efecto Zeeman (anómalo): Cada línea era en realidad dos muy juntas. Se propuso que el electrón tiene 2 sentidos, de forma que crea un campo magnético que puede sumarse o restarse al aplicado. Se estableció un número cuántico de spin, con valores -1/2 y +1/2

El modelo de Bohr sigue fallando en:

· No explica el grosor de la luminosidad de las rayas

· No explica las direcciones de los enlaces químicos

· No explica espectros diferentes al hidrógeno

· Tiene un carácter híbrido ya que mezcla postulados clásicos y cuánticos

La radiactividad

Becquerel observó que una placa fotográfica envuelta en papel negro que guardaba al lado de un bote de uranio se había ennegrecido como si fuese impresionada por la luz. Descubrió que los átomos de ciertos elementos son capaces de producir radiaciones espontáneamente.

Más tarde los esposos Curie lograron descubrir nuevos elementos radiactivos (Po Ra). Marie Curie dedujo que la radiactividad era una propiedad atómica que se originaba exclusivamente en el núcleo de los átomos radiactivos debido a la acción neutrón-proton

Descubrimiento del neutrón

En 1919 Aston inventó el espectrógrafo de masas y esto permitió comprobar que la masa de un elemento era el doble que su carga nuclear. Rutherford sugirió en 1920 la existencia de un tercer tipo de partículas que tuviesen masa parecida a la del protón y estabilizasen el núcleo, propuso llamarle neutrón. Chadwick bombardeando el berilio con partículas α, detectó por primera vez los neutrones (1932). Hoy se sabe que los neutrones tienen la masa mayor que la del protón y que se encuentran junto a este en los núcleos de todos los átomos. Los neutrones pueden desintegrarse en un protón y un electrón.

Espectros de emisión

Llamamos espectro de emisión de un elemento químico a la radiación emitida por este en estado gaseoso cuando se le comunica suficiente energía

El resultado es un espectro discontinuo en el que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de solo algunas longitudes de onda

Un elemento químico tiene siempre el mismo espectro y no existen dos elementos con el mismo espectro.

Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927)

No es posible conocer con exactitud la velocidad y la posición del electrón ya que para obtener información del átomo, se le excita con energía, de forma que esa información proviene de un sistema deformado. Estaremos cometiendo un error al hacer la medida.