Modelos atómicos

Conforme la comprensión sobre la descripción cualitativa de los átomos fue avanzando, los modelos atómicos también evolucionaron para adecuarse al conocimiento que se tenía.

Edad antiguaEditar

- Demócrito (s. III a.C)

Este filósofo griego, fundador de la escuela atomista, desarrolló la “teoría atómica del universo”, concebida por su mentor, el filósofo Leucipo. En base a razonamientos puramente lógicos su teoría es la siguiente:

  • Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles. Se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades internas. Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

-Kanada(s. II a.C) Al igual que Demócrito, este científico indio llegó a la conclusión de que en algún momento la materia no podría ser dividida, llegando a una partícula fundamental, a la que él llamó aṇu (‘minúsculo’, cognado de mini).

Edad modernaEditar

Modelo de DaltonEditar

Dalton creía que los átomos eran pequeñas esferas indivisibles que constituían toda la materia: esto lo justificaba en sus cinco postulados:

  1. La materia está formada por pequeñas esferas indivisibles.
  2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos.
  3. Los átomos de un elemento químico tienen distintas propiedades a otros átomos de diferente elemento químico.
  4. Los átomos de distintos elementos químicos se pueden combinar entre si en cantidades fijas para formar compuestos químicos.
  5. Los átomos no se destruyen ni se transforman solo se recombinan.

Modelo de ThomsonEditar

Thomson sostenía que los átomos eran como había dicho Dalton: partículas esféricas, sin embargo, el argumentaba que los átomos sí que eran divisibles, debido a que estaba formados por una esfera con carga positiva y pequeñas bolas incrustadas llamadas electrones los cuales tenían una carga negativa, por lo tanto, el átomo si era divisible.

Modelo de RutherfordEditar

Mas tarde el ayudante de Thomson, Rutherford, dictó su propio modelo atómico, el cual enunciaba que: los átomos están divididos en dos zonas. La primera que contenía los protones era llamada núcleo, la segunda que rodeaba el núcleo y estaba casi vacía era la corteza, en ella se encontraban orbitando sin reglas los electrones, esto fue comprobado por él mismo en un experimento.

el experimentoEditar

El experimento se basaba en una caja de plomo, en su interior, una fuente de partículas (protones +), las cuales al impactar contra una lámina de oro muy fina situada delante de la fuente de partículas, atravesaban la lámina e iban a parar a una pantalla reflectora que rodeaba la lámina, sin embargo, una pequeña cantidad de partículas rebotaban e iban a parar a los extremos de la pantalla reflectora, lo que significaba que había algo muy pequeño y de carga positiva en el centro del átomo, a esto lo llamo núcleo.

Mas InformaciónEditar

 
En la época de Newton el átomo estaba modelado como una esfera diminuta, dura e indestructible.

- John Dalton (1808)

Basándose en las observaciones sobre la conservación de la masa en reacciones químicas, este científico inglés publicó en 1808 una teoría que establecía que:

  • La materia está formada por partículas indivisibles e indestructibles (los átomos).
  • Todos los átomos que forman un elemento son idénticos.
  • Combinando átomos de distintos elementos en proporciones fijas y tan sencillas como fuera posible se forman los compuestos (esto es lo que sucede en las reacciones químicas).

-Joseph John Thomson (1897)

Este científico inglés descubrió el electrón, con una masa mucho menor que la de los átomos y carga eléctrica negativa. Según su modelo:

  • El átomo es como una esfera rellena, de carga positiva, en la que están incrustados los electrones como pasas en un pastel. Por ello, a este modelo también se le conoce como el "modelo del pastel de pasas".

-Ernest Rutherford (1911)

Este científico neozelandés observó a través de sus experimentos en los que bombardeó una lámina de oro con partículas   que:

  • Todos los átomos están formados por un núcleo de carga positiva situado en una región central muy pequeña y donde se encuentra la mayor parte de la masa del átomo.
  • Alrededor del núcleo orbitan los electrones en un espacio mucho más amplio que el núcleo, denominado manto. Su movimiento describiría una elipse similar a la de los planetas que orbitan una estrella.

Este es el modelo atómico más generalizado debido a su simplicidad. Sin embargo, el modelo contradice las leyes del electromagnetismo de Maxwell, por lo que los electrones colapsarían a través de una "espiral de la muerte" en el núcleo.

 
Representación de la no atracción entre los electrones y el núcleo.

“Para explicar la razón por la que los electrones no son atraídos por el núcleo, Rutherford los representó moviéndose en órbitas alrededor del núcleo de la misma forma en que los planetas giran alrededor del Sol”. Este modelo se conoce como modelo planetario del átomo.


Nils Bohr (1922)Editar

Este físico danés tomó la estructura del átomo de Rutherford haciendo algunas correcciones para adaptarse a la teoría de cuantización de la energía.

  • Los electrones pueden estar solo en ciertas órbitas a las que se les asigna el número n (n=1, 2, 3...).
  • Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía, ya que los electrones se encuentran más alejados de la fuerza de atracción del núcleo.
  • Los electrones no irradian energía mientras permanezcan en órbitas estables.
  • Los electrones pueden saltar de una a otra órbita si absorben o emiten el valor de la diferencia energética entre órbitas.

Este modelo tuvo cierto éxito, sin embargo, sólo describe correctamente los átomos de hidrógeno.

-Erwin Schrödinger

Abandonando los modelos quasi-planetarios utilizados hasta entonces, este científico austriaco describe a los electrones a través de una función de onda por medio de la ecuación de Schrödinger. El cuadrado de la función de onda   indica la probabilidad de que un electrón se encuentre en un lugar determinado en un momento determinado.

Esto implica que los electrones no tienen una "ruta" definida por la cual transitan, sino que pueden moverse libremente como una onda tridimensional alrededor del átomo. Además, de acuerdo con el principio de incertidumbre de Heisenberg, no se puede conocer con certeza el lugar y la energía de un electrón en un momento dado.

Espectros atómicos y modelos atómicos [1]Editar

Un espectro atómico de emisión se observa cuando un gas de baja presión se somete a una descarga eléctrica. El espectro de línea es característico para cada elemento y está constituido por unas líneas de color sobre un fondo oscuro y el espectro de absorción está constituido por líneas negras sobre el espectro continuo de luz.

 
Espectros atómicos de emisión y absorción.

La serie de Balmer es una relación descubierta empíricamente que muestra las longitudes de onda para cuatro líneas del espectro del hidrógeno, la ecuación original fue modificada por Rydberg y también describe las longitudes de onda en la zona ultravioleta del espectro.

   

  es la constante de Rydberg.  

Los rayos XEditar

“El espectro de rayo X de un objetivo metálico consiste en un conjunto de líneas características definidas sobre puestas en un amplio espectro continuo. Los átomos emiten rayos X característicos cuando un electrón se somete a una transición de un capa exterior a una vacante en una capa interna”.

El efecto láserEditar

  • “La luz láser es coherente (los rayos individuales conservan una correspondencia de fase fija entre sí)”.
  • “La luz láser es monocromática  (tiene un intervalo muy limitado de longitudes de onda)”.
  • “La luz láser tiene un pequeño ángulo de divergencia (se dispersa muy poco, incluso a grandes distancias)”.

“Para la producción de luz láser se deben estimular los electrones, para esto debe tener una acumulación de fotones. Para que esta acumulación se dé en el sistema deben existir más átomos en el estado excitado que átomos en estado fundamental, este estado excitado debe ser metaestable y los fotones emitidos deben confinarse en el sistema el tiempo suficiente para estimular emisiones posteriores en otros átomos excitados”.

Confirmo lo aprendidoEditar

ReferenciasEditar

[2]

  1. A.,, Serway, Raymond. Física para ciencias e ingeniería (Novena edición edición). ISBN 9786075191980. 
  2. 1

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

Proyecto: Física 3 para ingenieros
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