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TEORÍA ATÓMICA DE DALTON: ERRORES
- La partícula más pequeña conocida no es el átomo.
- No todos los átomos de un elemento son similares, al igual que no todas las moléculas de un compuesto son iguales. Estos se pueden descomponer como resultado de las reacciones nucleares.
- Son indivisibles e invariables: pueden descomponerse en partículas subatómicas y pueden cambiar.
- El peso atómico de un elemento se mantiene constante: puede variar por la presencia de isótopos con el mismo número atómico pero distinto número másico.
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TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Esta teoría se basa en supuestos:
- Los elementos están formados por partículas muy pequeñas, indivisibles e indestructibles (átomos).
- Toda la materia está formada por átomos.
- Los átomos de un elemento son idénticos.
- Los átomos no se dividen ni se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.
- Los compuestos se forman por dos o más tipos de elementos diferentes de átomos, permitiendo una mayor variedad.
- Los átomos que componen diferentes elementos químicos son diferentes entre sí. -
PROTÓN
Rutherford fue quien lo descubrió, en sus experimentos con gas de nitrógeno, donde sus instrumentos detectaban la presencia de núcleos de hidrógeno.
Se trata de una partícula subatómica, constituyente del átomo. Se representa por el símbolo p+ y tiene una carga eléctrica elemental positiva.
El número de protones del núcleo de un átomo se llama número atómico (Z) y determina el elemento químico.
Está formado por tres partículas elementales de espín 1/2: dos quarks arriba y un quark abajo. -
ELECTRÓN
Thomson fue quién lo descubrió, pero al inicio lo denominó corpúsculo.
Se trata de una partícula subatómica cargada negativamente, que se encuentra dentro de los átomos de los elementos. Además son la parte externa de los átomos y la más ligera, lo que hace que sean responsables de las propiedades de la materia. Su símbolo es e⁻.
Pueden ser creados por la desintegración beta de isótopos radiactivos y en colisiones de energía alta y se destruyen por aniquilación con positrones (antipartícula). -
HIPÓTESIS DE PLANCK
Establece que la luz está dada por corpúsculos de energía, fotones. Supuso un cambio, por primera vez se introduce el término discontinuidad en la emisión de radiación.
Este trataba de resolver el enigma de Rayleigh-Jeans y descubrió que las leyes de la física clásica no funcionaban. Obtuvo una expresión para la energía emitida por un cuerpo negro que suponía que los átomos que emiten radiación se comportan como osciladores armónicos. Continúa en otro evento. -
HIPÓTESIS DE PLANCK
Cada oscilador absorbe o emite energía en una cantidad proporcional a su frecuencia de oscilación (f), es decir, E=hf.
Supone admitir que la radiación no se emite de forma continua, sino que lo hace de forma discreta en paquetes, llamados cuantos, cada uno de ellos de energía hf. La energía total emitida o absorbida por cada oscilador solo puede ser un número entero de cuantos: E(total)=nhf.
Hay que señalar la constante de Planck (constante de proporcionalidad h) y su valor es 6.626·10^-34 J·s. -
MODELO DE THOMSON: FALLOS
Los fallos que se detectaron son:
• Este modelo atómico no pudo explicar cómo se mantiene la carga en los electrones dentro del átomo y tampoco la estabilidad de un átomo.
• Esta teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo.
• Los protones y los neutrones no estaban descubiertos y Thomson se basó en crear una explicación con los elementos probados en la época.
• En este experimento demostró que debería existir algo dentro del átomo con una fuerte carga positiva y mayor masa, el núcleo. -
MODELO DE THOMSON
Este modelo fue la evolución del modelo de Dalton y se conoce con el nombre de "pudín de pasas". Según este, el átomo está formado por electrones de carga negativa incrustados en una esfera de carga positiva. Estos se colocaban de forma uniforme en el interior del átomo y podían rotar de forma libre en órbitas de anillos, que se estabilizaban dentro del átomo mediante interacciones entre electrones. Los espectros de línea se explican por la diferencia de energía de las distintas órbitas. -
MODELO DE RUTHERFORD: FALLOS
• El modelo decía que el átomo era inestable.
• Asumió que los electrones giraban en órbitas circulares en torno al núcleo, los electrones deberían moverse a gran velocidad, lo que los haría perder energía colapsando con el núcleo.
• Asumió que el núcleo estaba compuesto por partículas positivas, pero se conocieron los neutrones.
• No explicaba: estabilidad del átomo, distribución de los electrones en torno al núcleo, discontinuidad del espectro atómico y la línea espectral de los átomos. -
MODELO DE RUTHERFORD
Establece que el átomo tiene un núcleo central de carga positiva y con toda la masa, contiene protones en un número igual a electrones. Supuso que el átomo estaba formado por un espacio vacío, denso y pequeño ocupado por electrones.
El experimento consintió en bombardear con partículas α una lámina de oro, rodeada por una placa. Los resultados fueron variados y se dice que si el modelo hubiera sido válido la mayoría hubieran pasado sin problema. Con estos resultados planteó su modelo planetario. -
MODELO ATÓMICO DE BOHR: LIMITACIONES
- Solo se aplica al átomo de hidrógeno, ya que otros no dieron resultado.
- No dice por qué hay órbitas estables y otras no.
- No explica por qué algunas líneas del espectro eran más intensas que otras y tampoco las líneas emitidas por átomos.
- No aporta razones por las que los electrones tienen que estar limitados a unas órbitas. El principio de Incertidumbre de Heisenberg dictó que no se encuentran en órbitas fijas sino en orbitales.
- Creen que las órbitas son circulares y no elípticas.
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MODELO ATÓMICO DE BOHR
Es un modelo basado en el átomo de hidrógeno e intentó explicar la estabilidad de la materia, así como los espectros de emisión y absorción en los gases. Se conoce como modelo planetario.
Los electrones giraban en órbitas circulares alrededor del núcleo y se organizaban en capas. Estos ocupaban primero las de menor energía y después las de mayor, pero no todas están permitidas. Al mismo tiempo, pueden saltar de un nivel a otro, para buscar aquel que posea espacio y el nivel correcto. -
MODELO ATÓMICO DE BOHR: POSTULADOS
Este modelo contiene tres postulados:
1. Los electrones describen trayectorias circulares estables en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía.
2. Solo son posibles las órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/2π.
3. Los electrones solo emiten o absorben energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En este cambio absorben o emiten un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. -
DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO
Continuación del otro evento.
En el año 1923, Broglie sugirió que los electrones podían actuar como ondas y que la longitud de onda de este movimiento ondulatorio viene de la siguiente ecuación: λ=h/(m∙v), siendo λ la longitud de onda, m la masa del electrón y v la velocidad de dicho electrón.
Más tarde se comprobó por Davisson y Germer y por G.P.Thomson en 1927. Como conclusión, solo son posibles las órbitas en las que el electrón tiene un momento angular múltiplo entero de h/2π. -
DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO
Es un fenómeno cuántico, por el que muchas partículas pueden tener comportamientos de ondas en unos experimentos mientras aparecen de forma compacta y localizada en otros. Se da en toda la materia, en aquellos de gran masa la longitud no puede detectarse y sus propiedades se describen mejor como partículas que como ondas.
Einstein consideró la luz como una onda, que a veces se comporta como un conjunto de partículas (fotones), la cuestión era si las partículas se pueden comportar como ondas. -
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Este principio se aplica a los fermiones (electrones, protones y neutrones), es decir, a las partículas que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen un espín semientero.
Este principio se trata de una regla de la mecánica cuántica que establece que 2 electrones de un mismo átomo no pueden tener los 4 números cuánticos iguales, aunque realmente el único que debe ser diferente es el espín. Estos números son: el principal (n), el secundario (l), el magnético (ml) y el espín (ms). -
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Continuación. Los electrones se dispersan en capas alrededor del núcleo del átomo, es decir, aquellos con un mayor número de electrones ocupan un espacio mayor, esto se debe a que el número de capas incrementa.
En un orbital atómico con los números cuánticos n, l y ml, solo pueden existir dos electrones: spin positivo (1/2) y spin negativo (-1/2), por lo que se dice que cada tipo de orbital puede tener 2 electrones. Según este, el máximo número de electrones que puede tener una capa será 2n^2. -
ECUACIÓN DE SRHӦNDINGUER
Continuación.
En el caso del electrón del átomo de H, la solución de su ecuación viene determinada por 3 números cuánticos: n, l y ml que definen un orbital: región del espacio donde hay mayor probabilidad de encontrar el electrón. El número cuántico ms se introdujo para explicar características de los espectros atómicos, por lo que no fue deducido mediante la ecuación de Srhӧndinguer.
Cabe destacar que Ψ^2 indica la probabilidad de hallar el electrón en una región determinada en el espacio. -
ECUACIÓN DE SRHӦNDINGUER
Esta ecuación describe la evolución temporal de una partícula subatómica de naturaleza ondulatoria y no relativista.
La ecuación de ondas propuesta por Srhӧndinguer tiene en cuenta la dualidad del electrón: masa y amplitud de onda (Ψ). En esta las incógnitas Ψ y la energía dependen de números cuánticos.
La solución para esta ecuación aparece en función de ondas, Ψ, que no aporta ni la velocidad ni la posición del exacta del electrón, mediante el seguimiento del principio de Heisenberg. -
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG
Este dice que el hecho de observar una partícula subatómica alterará su estado, lo que nos impide saber su posición, velocidad y dirección. Para observarlo, habría que usar una luz de menor longitud que su tamaño. Al proyectarla, algún fotón chocaría con él y alteraría su velocidad, por lo que no se puede conocer su velocidad y posición a la vez, aunque es importante para saber su trayectoria.
Un orbital es la región alrededor del núcleo donde es mayor la probabilidad de localizarlo. Continúa. -
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG
Este afirma que no se puede saber a la vez el momento lineal (p=m•v) y la posición (x) de una partícula en movimiento, siendo el producto de la posición y del momento: Δx•Δp ≥ h/4Π. Si conocemos la posición no podremos conocer la velocidad y viceversa, por lo tanto la incertidumbre es esencial.
Ejemplo: en un coche al mirar el cuentakilómetros sabemos su velocidad y también la posición y dirección. En las partículas microscópicas no sucede, porque no tienen una posición y dirección determinadas. -
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
Continuación. Este principio dice que todos los orbitales en una capa deben estar ocupados primero por un electrón (igual spin) y estar apareables antes de ser completarlos con un segundo electrón (spin opuesto). Al ganarlo, este deberá estar apareado con el anterior. Esto quiere decir que todos los orbitales deben estar llenos y en paralelo antes de que gane un segundo.
De esta manera, los electrones de un átomo van añadiéndose de manera progresiva, utilizando una configuración ordenada. -
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
Es un principio empírico de 13 reglas a partir del estudio de los espectros atómicos y de la distribución de los elementos en la tabla periódica.
Se aplica al escribir la configuración electrónica de un átomo en estado fundamental y sería lógico aplicarlo a la capa de valencia, es decir, a aquel nivel de energía incompleto.
Se basa en el llenado de orbitales que tengan igual energía, así decimos que existen 3 orbitales p, 5 d y 7 f, en los que se colocan los electrones con espines paralelos. -
NEUTRÓN
J. Chadwick fue quien lo descubrió. Es una partícula subatómica con una carga neutra, presente en el núcleo de los átomos junto a los protones. Forman la mayor parte de la masa de un átomo y dictan la diferencia entre los elementos. Su símbolo es n.
Está compuesto por partículas llamadas quarks: dos quarks abajo y uno arriba.
Presentan función estabilizante dentro del núcleo, si están libres pueden usarse en la penetración y visualización de materiales y también son usados en la fisión nuclear.
