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400 BCE
Demócrito (400 a.C)
Los átomos:
- Son eternos, indivisibles, imcompresibles e invisibles.
- Se diferencian en tamaño y forma, pero no en cualidades internas.
De su agrupación dependen las propiedades de la materia. Desventajas:
- No presenta diagrama. Esto es principalmente a que los griegos desconfiaban de los sentidos.
- Presenta contradicciones con estudios recientes, varias. -
John Dalton (1766-1844)
- Esferas compactas e indivisibles.
- Introduce el concepto de "moléculas", las cuales son uniones de átomos en proporciones definidas y constantes.
- Postula que los átomos de un mismo elemento son todos iguales
- Niega la posibilidad de existencia de átomos del mismo elemento diferentes entre sí (isótopos)
- Dalton pensaba que las moléculas estaban compuestas de la manera más compacta posible, lo que lo llevó a pensar que la fórmula química del agua era OH -
Joseph John Thompson (1856-1940)
- El átomo es una gran esfera cargada positivamente.
- Los átomos tienen pequeñas partículas negativas incrustadas uniformemente en la corteza. Desventajas: Este modelo se queda corto a la hora de explicar tanto la distribución de cargas en el átomo y la periodicidad de los elementos de la tabla periódica, ya que que omitía la existencia del núcleo atómico.
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Ernest Rutherford (1971–1937)
-Mediante el partículas alfa, se entendió que el átomo era un espacio vacío cuyo centro estaba formado de una parte positiva, a esto se le llamó núcleo el cual poseía una corteza a los alrededores (nube de electrones).
Desventajas:
-No explicaba la distribución de las rutas de los electrones (orbitales)
- Dejaba dudas importantes, como de qué manera partículas positivas se encontraban unidas en el núcleo o la inestabilidad de la corteza de electrones debido a electrodinámica clásica. -
Niels Bohr (1885-1962)
- Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía.
- Las únicas órbitas permitidas son aquellas cuyo número sea uno natural (n = 1,2,3,4)
- Este solo emite o absorbe energía en los saltos entre órbitas. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Desventajas:
- No explica la existencia de las órbitas estables y para la condición de selección de las mismas.
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Arnold Sommerfeld (1868 - 1951)
- Postuló que las orbitas de los electrones son elípticas pero cuando n > 1
- Descubrió el segundo número cuántico "l" (azimutal) que explica la forma de la orbita. l = n - 1. Desventajas:
- No explicaba que los electrones no recorren una orbita, sino que ocupan orbitales.
- Contemplaba electrones como partículas, no ondas.
- No explica la interacción entre los átomos.
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Erwin Schrödinger (1887 - 1961)
- Explica las interacciones conocidas como enlaces iónicos.
- Implementó un modelo matemático probabilístico junto al tercer número cuántico "magnético" (m) que dicta la orientación de los orbitales en el espacio. Desventaja:
- No describe el núcleo ni su estabilidad.
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Dirac-Jordan
- Postuló un cuarto número cuántico (s) que tiene en cuenta el momento angular intrínseco de valor fijo (espín) y este puede variar entre -1/2 o 1/2.
- Diseño una ecuación que predice la existencia de anti-partículas.
- Se precisó definitivamente la estructura atómica.