modelos atómicos

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REPUBLICA DE COLOMBIAREGIONAL NORTE DE SANTANDER

INSTITUTO TECNICO MUNICIPAL LOS PATIOSCIENCIAS NATURALES 007 05

PROCESOS QUÍMICOS

Fecha:Junio 29 del 2012

Versión: 2.0

PROCESOS QUIMICOS. PARTE 1.

UNIDAD 5. ESTRUCTURA ATOMICA Modelos Atómicos Estructura del Átomo Los isótopos Los niveles de Energía Clasificación de la Materia Taller / Evaluación y/o recuperación.

5.1 OBJETIVOS.

5.1.1. COGNOSCITIVOS O CONCEPTUALES.

Valorar la importancia de la investigación científica. Determinar explicaciones y predicciones en situaciones cotidianas novedosas y

ambientales. Relacionar las estructuras y funciones de los diversos sistemas de los

organismos.

5.2. ESTANDARES:

Identifico y uso adecuadamente el lenguaje propio de las ciencias. Comunico oralmente y por escrito el proceso de indagación y los resultados que

obtengo, utilizando gráficas, tablas y ecuaciones aritméticas. Identifico condiciones que influyen en los resultados de un experimento y que

pueden permanecer constantes o cambiar (variables). Diseño y realizo experimentos y verifico el efecto de modificar diversas variables

para dar respuesta a preguntas.

5.3 INDAGA LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y LA APLICACIÓN DE LAS MÁQUINAS EN BENEFICIO DEL HOMBRE COMPROBÁNDOLO MEDIANTE LA INVESTIGACIÓN.

Explica conceptos acerca de la estructura de la materia. Describe las propiedades de la materia.

1. http://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico 2. http://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-

atomico.shtml#MODELO Página 1

http://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-atomico.shtml#MODELO


http://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico


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1. MODELOS ATÓMICOS.

Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades. De ninguna manera debe ser interpretado como un dibujo de un átomo, sino más bien como el diagrama conceptual de su funcionamiento. A lo largo del tiempo existieron varios modelos atómicos, algunos más elaborados que otros:

Modelo atómico de Demócrito, el primer modelo atómico, postulado por el filósofo griego Demócrito.

Modelo atómico de John Dalton, surgido en el contexto de la química, el primero con bases científicas.

Modelo atómico de Thompson, o modelo del budín, donde los electrones son como las "frutas" dentro de una "masa" positiva.

Modelo del átomo cúbico de Lewis, donde los electrones están dispuestos según los vértices de un cubo, que explica la teoría de la valencia.

Modelo atómico de Rutherford, el primero que distingue entre el núcleo central y una nube de electrones a su alrededor.

Modelo atómico de Bohr, un modelo cuantizado del átomo, con electrones girando en órbitas circulares.

Modelo atómico de Sommerfeld, una versión relativista del modelo de Rutherford-Bohr.

Modelo atómico de Schrödinger, un modelo cuántico no relativista donde los electrones se consideran ondas de materia.

Teoría atómica

Varios átomos y moléculas según John

Dalton

En física y química, la teoría atómica es

una teoría de la naturaleza de

la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas

llamadas átomos.






http://commons.wikimedia.org/wiki/File:A_New_System_of_Chemical_Philosophy_fp.jpg?uselang=es


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La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico y fue en

el siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los

descubrimientos en el campo de la estequiometría. Los químicos de la época creían

que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas

fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega átomos,

que significa "indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos

experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron

que el denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas

partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y neutrones), que

pueden existir de manera separada. De hecho, en ciertos ambientes, como en

las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide a los

átomos existir como tales. El campo de la ciencia que estudia las partículas

fundamentales de la materia se denomina física de partículas.

El modelo atómico de Thompson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thompson, descubridor del electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudín de pasas. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.

Dicho modelo fue rebatido tras el experimento de Rutherford cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.

Descubrimiento de las partículas

subatómicas

Modelo atómico de Thompson.

El tubo de rayos catódicos de Thompson, en el que observó la desviación de los

rayos catódicos por un campo eléctrico.

Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña de la materia,

cuando J.J Thompson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de

rayos catódicos.1 El tubo de rayos catódicos que usó Thompson era un recipiente

cerrado de vidrio, en el cual los dos electrodos estaban separados por un vacío.






http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_at%C3%B3mica#cite_note-0

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:JJ_Thomson_exp2.png?uselang=es


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Cuando se aplica una diferencia de tensión a los electrodos, se generan rayos

catódicos, que crean un resplandor fosforescente cuando chocan con el extremo

opuesto del tubo de cristal. Mediante la experimentación, Thompson descubrió que

los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico (además de desviarse con

los campos magnéticos, cosa que ya se sabía). Afirmó que estos rayos, más

que ondas, estaban compuestos por partículas cargadas negativamente a las que

llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos las rebautizarían como electrones).

Thompson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. De esta

forma, estipuló que los átomos eran divisibles, y que los corpúsculos eran sus

componentes. Para explicar la carga neutra del átomo, propuso que los corpúsculos

se distribuían en estructuras anilladas dentro de una nube positiva uniforme; éste era

el modelo atómico de Thompson o "modelo del plum cake".2

Ya que se vio que los átomos eran realmente divisibles, los físicos inventaron más

tarde el término "partículas elementales" para designar a las partículas indivisibles.

Teoría atómica de Dalton

Modelo atómico de Dalton.

Durante el siglo XVIII y los primeros años del siglo XIX, en su afán por conocer e

interpretar la naturaleza, los científicos estudiaron intensamente las reacciones

químicas mediante numerosos experimentos. Estos estudios permitieron hallar

relaciones muy precisas entre las masas de las sustancias sólidas o entre los

volúmenes de los gases que intervienen en las reacciones químicas. Las relaciones

encontradas se conocen como leyes de la química.

Postulados de Dalton

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:

1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

3. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.








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4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”. Estos

átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna

reacción química, y nunca cambian. Los átomos de un mismo elemento son iguales

entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos los átomos de

hidrógeno son iguales. Por otro lado, los átomos de elementos diferentes, son

diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de

hidrógeno. Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por

ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas

de agua. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones

simples. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones

distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo, un átomo de carbono con uno

de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno

con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2)

Descubrimiento del núcleo

Modelo atómico de Rutherford

Experimento de la lámina de oro

Arriba: Resultados esperados: las partículas alfa

pasan sin problemas por el modelo atómico de

Thompson.

Abajo: Resultados observados: una pequeña parte de las

partículas se desvía, lo que revela la existencia de un

lugar en el átomo donde se concentra la carga

positiva.

El modelo atómico de Thompson fue refutado en 1909 por uno de sus

estudiantes, Ernest Rutherford, quien descubrió que la mayor parte de la masa y de






http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Gold_foil_experiment_conclusions.svg?uselang=es


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la carga positiva de un átomo estaba concentrada en una fracción muy pequeña de

su volumen, que suponía que estaba en el mismo centro.

En su experimento, Hans Geiger y Ernest Marsden bombardearon partículas alfa a

través de una fina lámina de oro (que chocarían con una pantalla fluorescente que

habían colocado rodeando la lámina). Dada la mínima como masa de los electrones,

la elevada masa y momento de las partículas alfa y la distribución uniforme de la

carga positiva del modelo de Thompson, estos científicos esperaban que todas las

partículas alfa atravesasen la lámina de oro sin desviarse, o por el contrario, que

fuesen absorbidas. Para su asombro, una pequeña fracción de las partículas alfa

sufrió una fuerte desviación. Esto indujo a Rutherford a proponer el modelo planetario

del átomo, en el que los electrones orbitaban en el espacio alrededor de un gran

núcleo compacto, a semejanza de los planetas y el Sol.

Descubrimiento de los isótopos

En 1913, Thompson canalizó una corriente de iones de neón a través de campos

magnéticos y eléctricos, hasta chocar con una placa fotográfica que había colocado

al otro lado. Observó dos zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos

trayectorias de desviación diferentes. Thompson concluyó que esto era porque

algunos de los iones de neón tenían diferentes masas; así fue como descubrió la

existencia de los isótopos.

Descubrimiento del neutrón

Modelos cuánticos del átomo

El modelo de Bohr.

La teoría cuántica revolucionó la física de comienzos del siglo XX, cuando Max

Planck y Albert Einstein postularon que se emite o absorbe una leve cantidad de

energía en cantidades fijas llamadas cuantos. En 1913, Niels Bohr incorporó esta

idea a su modelo atómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar alrededor del

núcleo en órbitas circulares determinadas, con una energía y un momento







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angular fijos, y siendo proporcionales las distancias del núcleo a los respectivos

niveles de energía. Según este modelo, los átomos no podrían describir espirales

hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera continua; en cambio,

sólo podrían realizar "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de

energía. Cuando esto ocurre, el átomo absorbe o emite luz a una frecuencia

proporcional a la diferencia de energía (y de ahí la absorción y emisión de luz en los

espectros discretos). Arnold Sommerfeld amplió el átomo de Bohr en1916 para incluir

órbitas elípticas, utilizando una cuantificación de momento generalizado.

El modelo de Bohr-Sommerfeld ad hoc era muy difícil de utilizar, pero a cambio hacía

increíbles predicciones de acuerdo con ciertas propiedades espectrales. Sin

embargo, era incapaz de explicar los átomos multielectrónicos, predecir la tasa de

transición o describir las estructuras finas e hiperfinas.

En 1924, Louis de Broglie propuso que todos los objetos —particularmente las

partículas subatómicas, como los electrones— podían tener propiedades

de ondas. Erwin Schrödinger, fascinado por esta idea, investigó si el movimiento de

un electrón en un átomo se podría explicar mejor como onda que como partícula.

La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926, describe al electrón como una

función de onda en lugar de como una partícula, y predijo muchos de los fenómenos

espectrales que el modelo de Bohr no podía explicar. Aunque este concepto era

matemáticamente correcto, era difícil de visualizar, y tuvo sus detractores. Uno de

sus críticos, Max Born, dijo que la función de onda de Schrödinger no describía el

electrón, pero sí a muchos de sus posibles estados, y de esta forma se podría usar

para calcular la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier posición dada

alrededor del núcleo.

En 1927, Werner Heisenberg indicó que, puesto que una función de onda está

determinada por el tiempo y la posición, es imposible obtener simultáneamente

valores precisos tanto para la posición como para el momento de la partícula para

cualquier punto dado en el tiempo.13 Este principio fue conocido como principio de

incertidumbre de Heisenberg.








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Los cinco orbitales atómicos de un átomo de neón, separados y ordenados en orden

creciente de energía. En cada orbital caben como máximo dos electrones, que están

la mayor parte del tiempo en las zonas delimitadas por las "burbujas".

Este nuevo enfoque invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas

circulares claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las

posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón

se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero —

dependiendo de su nivel de energía— tiende a estar con más frecuencia en ciertas

regiones alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas

como orbitales atómicos.

Modelo atómico de Bohr

Diagrama del modelo atómico de Bohr.

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-

Rutherford es un modelo clásico del átomo,

pero fue el primer modelo atómico en el que se

introduce una cuantización a partir de ciertos

postulados (ver abajo). Fue propuesto

en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden

tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban

espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el

modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas

del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en1905.

Bohr

Se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr

intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y






http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Neon_orbitals.JPG?uselang=es

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Bohr-atom-PAR.svg?uselang=es


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los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases.

Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor

un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico

de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos

años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su

simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una

simplificación de la estructura de la materia.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo,

ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al

núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada

moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían

colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema

Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas,

cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede

entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en

adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y

sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al

número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo

cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K"

y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por

números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que

después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a

otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la

energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de

origen.

Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado

algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el

desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-







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corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la

mecánica cuántica.

Postulados de Bohr

EN 1913, NIEL BOHR DESARROLLÓ SU CÉLEBRE MODELO ATÓMICO DE

ACUERDO A TRES POSTULADOS FUNDAMENTALES

Primer postulado

Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar

energía.

La causa de que el electrón no radie energía en su órbita es, de momento, un

postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento

acelerado debe emitir energía en forma de radiación.

Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el

electrón: la fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza

centrífuga, repulsiva por tratarse de un sistema no inercial, deben ser iguales en

magnitud en toda la órbita. Esto nos da la siguiente expresión:

Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la

fuerza centrífuga; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número

atómico del átomo, e es la carga del electrón, es la masa del electrón, v es la

velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.

En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo:

Y ahora con ésta ecuación y sabiendo que la energía total es la suma de las

energías cinética y potencial:







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Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función

del radio de dicha órbita.

Segundo postulado

No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en

órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, , del electrón sea un múltiplo

entero de Esta condición matemáticamente se escribe:

Con

A partir de ésta condición y de la expresión para el radio obtenida antes, podemos

eliminar y queda la condición de cuantización para los radios permitidos:

Con ; subíndice introducido en esta expresión para resaltar que el

radio ahora es una magnitud discreta, a diferencia de lo que decía el primer

postulado.

Ahora, dándole valores a , número cuántico principal, obtenemos los radios de las

órbitas permitidas. Al primero de ellos (con n=1), se le llama radio de Bohr:

Expresando el resultado en ångström.

Del mismo modo podemos ahora sustituir los radios permitidos en la expresión

para la energía de la órbita y obtener así la energía correspondiente a cada nivel

permitido:







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Igual que antes, para el átomo de Hidrógeno (Z=1) y el primer nivel permitido (n=1),

obtenemos:

Que es la llamada energía del estado fundamental del átomo de Hidrógeno.

Y podemos expresar el resto de energías para cualquier Z y n como:

Tercer postulado

El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra.

En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía

entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:

Donde identifica la órbita inicial y la final, y es la frecuencia.

Entonces las frecuecias de los fotones emitidos o absorbidos en la transición serán:

A veces, en vez de la frecuencia se suele dar la inversa de la longitud de onda:

Ésta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la fórmula

fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las líneas

espectrales observadas desde finales del siglo XIX en la desexcitación del

Hidrógeno, que venían dadas por:

Con , y donde es la constante de Rydberg para el hidrógeno. Y

como vemos, la expresión teórica para el caso , es la expresión predicha por







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Balmer, y el valor medido experimentalmente de la constante de Rydberg (

), coincide con el valor de la fórmula teórica.

Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo. Basándose en la constante de Planck consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.

El modelo del átomo cúbico fue un modelo atómico temprano, en el que los electrones del átomo estaban posicionados siguiendo los ocho vértices de un cubo. Esta teoría fue desarrollada en 1902 por Gilbert N. Lewis y publicada en 1916 en el artículo "The Atom and the Molecule" (El Átomo y la Molécula); sirvió para dar cuenta del fenómeno de la valencia. Se basa en la regla de Abegg. Fue desarrollada posteriormente por Irving Langmuir en 1919, como el átomo del octeto cúbico. La figura a continuación muestra las estructuras de los elementos de la segunda fila de la tabla periódica.

Aunque el modelo del átomo cúbico fue abandonado pronto en favor del modelo mecánico cuántico basado en la ecuación de Schrödinger, y es en consecuencia sólo de interés histórico, representó un paso importante hacia el entendimiento del enlace químico. El artículo de 1916 de Lewis también introdujo el concepto del par de electrones en el enlace covalente, la regla del octeto, y la ahora llamada estructura de Lewis.

Modelo atómico de Rutherford

El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o

teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el






http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Cubical_atom_1.svg?uselang=es

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Rutherford_atom.svg?uselang=es


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químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados

de su"experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.

El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo

formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a

gran velocidad alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga

eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.

Rutherford Llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una

región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa.

sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se

concentra la masa y de carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentra

los electrones de carga negativa.

Modelo atómico de Sommerfeld

El modelo atómico de Sommerfeld es un modelo atómico hecho por el físico

alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951) que básicamente es una generalización

relativista del modelo atómico de Bohr (1913).

Órbitas elípticas en el modelo de Sommerfeld.

En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo

atómico de Bohr intentando paliar los dos

principales defectos de éste. Para eso introdujo

dos modificaciones básicas: Órbitas casi-

elípticas para los electrones y velocidades

relativistas. En el modelo de Bohr los electrones

sólo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un

nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los

orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1.

Las órbitas con:

l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp

l = 1 se denominarían p o principal.






http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sommerfeld_ellipses.svg?uselang=es


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l = 2 se denominarían d o diffuse.

l = 3 se denominarían f o fundamental.

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld

postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo

como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará

situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces superior

a la masa del electrón.

Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al

emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las órbitas del

electrón pueden ser circulares y elípticas. Introduce el número cuántico secundario o

azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,…(n-1), e indica el

momento angular del electrón en la órbita en unidades de , determinando los

subniveles de energía en cada nivel cuántico y la excentricidad de la órbita.

Resumen

En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo

las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:

1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o

elípticas.

2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el

mismo nivel.

3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

En consecuencia el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del

modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo

demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma

circular.

Modelo atómico de Schrödinger

Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de

energía.







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El modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se

basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático

con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los

electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia

cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.

Características del modelo

El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones

como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación

ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda

material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función

de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones

concebidos como partículas cuasi puntuales cuya probabilidad de presencia en una

determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en

una región. Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era

modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que la

posición y la cantidad de movimiento pueden conocerse simultáneamente, por

el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no están

determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y

su distribución de probabilidad.

Adecuación empírica

El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisión

espectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El modelo también

predice adecuadamente la modificación de los niveles energéticos cuando existe un

campo magnético o eléctrico (efecto Zeeman y efecto Stark respectivamente).

Además, con ciertas modificaciones semiheurísticas el modelo explica el enlace

químico y la estabilidad de las moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en

los niveles energéticos puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, pero

donde el electrón es descrito mediante la ecuación relativista de Dirac en lugar de

mediante la ecuación de Schrödinger. El átomo reside en su propio eje.







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Versión: 2.0

Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a una

confusión ya que no explica la estructura completa del átomo. El modelo de

Schrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interacción con

la estructura electrónica de otros átomos, pero no explica como es el núcleo atómico

ni su estabilidad.

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico

1808

John Dalton

Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadasleyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,iguales entre sí en cada elemento químico.

1897

J.J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.(Modelo atómico de Thomson.)

1911

E. Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.(Modelo atómico de Rutherford.)

1913

Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.(Modelo atómico de Bohr.)

ISÓTOPOS: Se llaman isótopos cada una de las variedades de un átomo de cierto

elemento químico, los cuales varían en el núcleo atómico. El núcleo presenta el

mismo número atómico (Z), constituyendo por lo tanto el mismo elemento, pero






http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm





















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Versión: 2.0

presenta distinto número másico (A).

Los diferentes átomos de un mismo elemento, a pesar de tener el mismo número de

protones y electrones (+ y -), pueden diferenciarse en el número de neutrones.

Puesto que el número atómico es equivalente al número de protones en el núcleo, y

el número másico es la suma total de protones y neutrones en el núcleo, los isótopos

del mismo elemento sólo difieren entre ellos en el número de neutrones que

contienen.

Los elementos, tal como se encuentran en la naturaleza, son una mezcla de

isótopos. La masa atómica que aparece en la tabla periódica es el promedio de

todas las masas isotópicas naturales, de ahí que mayoritariamente no

sean números enteros.

En la notación científica, los isótopos se identifican mediante el nombre del

elemento químico seguido del número de nucleones (protones y neutrones) del

isótopo en cuestión, por ejemplo hierro-57, uranio-238 y helio-3; en la notación

simbólica, el número de nucleones

se denota como

superíndice prefijo del

símbolo químico, en los casos

anteriores: 57Fe, 238U y 3He.

Un átomo no puede tener cualquier

cantidad de neutrones. Hay

combinaciones "preferidas" de

neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que mantienen la cohesión del núcleo

parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros tienden a tener tantos neutrones

como protones; los elementos pesados aparentemente necesitan más neutrones que

protones para mantener la cohesión. Los átomos con algunos neutrones en exceso o

no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo, pero son inestables.






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Los átomos inestables son radioactivos: sus núcleos cambian o se desintegran

emitiendo radiaciones.

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

La materia puede clasificarse en dos categorías principales:

Sustancias puras, cada una de las cuales tiene una composición fija y un único conjunto de propiedades.

Mezclas, compuestas de dos o más sustancias puras.

Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos, mientras que las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas:



MATERIA

SUSTANCIAS PURAS

ELEMENTOS QUÍMICOS COMPUESTOS

MEZCLAS

HOMGÉNEAS (Disoluciones) HETEROGÉNEAS





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Estados de la materia

La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso.Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua.La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso:

Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras.

Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos.

Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.

Estado sólido

Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas:

Estado líquido

Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o







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la viscosidad.En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).

Estado gaseoso

Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión:

Cambios de estado

Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío pasa de un estado a otro, decimos que ha cambiado de estado. En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se derrite y si calentamos agua líquida vemos que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse. Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.







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BIBLIOGRAFIA.

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/

materiales/atomo/modelos.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/

clasif/clasifica1.htm

http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema3/index3.htm

Nota del autor del artículo:

Procesos Químicos 01.

Este artículo fue preparado con la firme convicción de ser meramente didáctico sin

ánimo de lucro y que sirva de consulta a los aprendices en sus labores escolares.

Sus conceptos son tomados de la web y doy gracias a Dios por permitirme utilizarlos

en la firme tarea de colaborar a nuestras comunidades.

Se recuerda que los principios de la química son derechos intrínsecos de la

humanidad.






http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema3/index3.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/clasif/clasifica1.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/clasif/clasifica1.htm



modelos atómicos

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