Modelos Atómicos

J. Dalton

Dalton no postuló un modelo atómico, pero estableció la primera teoría atómica.

Postulados:

1. Toda la materia estaba formada por átomos.
2. Los átomos son partículas pequeñas e indivisibles.
3. Los átomos de un elemento son idénticos y poseen igual masa (misma cantidad de p, n y e).
4. Los átomos de diferente elemento son diferentes entre sí, o sea, las sub-partículas que la componen son distintas en cantidad.
5. Los átomos de diferentes elementos se combinan de acuerdo a números enteros y sencillos, formando los compuestos (ej. H₂O, CO₂).
6. En una reacción química se produce un reordenamiento de átomos, formando sustancias nuevas (ej. N₂ + H₃ → NH₃).
7. En una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen: debe cumplir la ley de Lavoisier o ley de la conservación de la masa (ej. N₂ + 3H₂ → 2NH₃)

J.J. Thomson

Modelo de budín de pasas: Thomson trabajó con un tubo y rayos catódicos, que eran un haz de electrones, por lo que se le atribuye a Thomson el descubrimiento de los electrones.

E. Goldstein

Descubrió los protones. Trabajó con rayos anódicos que tenían carga positiva.

E. Rutherford

Modelo Atómico Planetario: Rutherford proyectó rayos de partículas alfa (con carga positiva) sobre una lámina de oro. En su experimento:

• La mayoría de las partículas alfa atravesaba la lámina (chocaban con los electrones).
• Una pequeña parte atravesaba la lámina con una leve desviación (chocaban con los neutrones).
• Una mínima parte chocaba con la lámina y se devolvía hacia su origen (chocaban con los protones).

J. Chadwick

Descubrió los neutrones. Llegó a las siguientes conclusiones:

• El átomo está formado por un núcleo y una envoltura.
• El tamaño total del átomo es 10 mil veces más grande que su núcleo.
• En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones.
• La masa del átomo es la suma de protones y neutrones.
• El núcleo se ubica en el centro del átomo y posee casi toda la masa del mismo.
• En el núcleo se encuentran los protones y los neutrones que poseen una masa similar.
• El núcleo posee carga positiva por los protones y los neutrones no poseen carga.
• En la envoltura están los electrones moviéndose a gran velocidad y a cierta distancia del núcleo.
• La masa de la envoltura es casi mil veces menor que la del núcleo.
• La envoltura posee carga negativa debido a los electrones.

Z: Número Atómico (protones)

A: Número Másico

A: p + n

n: A – p

N. Bohr

Modelo Estacionario: establece niveles de energía por donde se mueven los electrones. Si gira dentro de una misma órbita no absorbe ni emite energía. Si el electrón absorbe energía entonces pasará de nivel o a una órbita superior, el electrón se encontrará en un estado excitado, este estado es poco estable por lo que vuelve a su estado fundamental, en este momento emite energía en forma de luz o fotón. El electrón solo puede ocupar ciertas órbitas de energías específicas.

L. De Broglie

Postuló que los electrones se pueden comportar dualmente, o sea, de 2 formas a la vez: como partícula (cuerpo con masa) y como onda.

W. Heisenberg

Formuló la teoría Principio de Incertidumbre de Heisenberg que dice que es imposible conocer simultáneamente y con exactitud la posición y la cantidad de movimiento de un electrón.

Regla de Rydberg

La cantidad de electrones que pueden existir en cada uno de los niveles de energía.

Iones

Son sustancias que tienen carga, pueden ser + o –

Catión (+): Ceden o entregan electrones, quedan con mayor cantidad de protones.

Anión (-): Reciben electrones, tienen carga negativa.

Modelo Mecánico Cuántico

Números cuánticos:

• Número cuántico principal → n = nivel de energía.
• Número cuántico secundario o azimutal → l = forma del orbital, su valor depende de n y toma los valores desde 0 hasta n-1
  • Valor: 0 1 2 3 4 5
  • Forma: s p d f g h
• Número cuántico magnético → m = orientación del orbital
  • l = 1 s: 1 orbital d: 5 orbitales
  • m: -1…0…+1 p: 3 orbitales f: 7 orbitales
• Número cuántico de espín → m_s = giro del electrón sobre su eje, tiene dos posibilidades de girar:
  • A favor de las manecillas del reloj: + 1/2
  • En contra de las manecillas del reloj: – 1/2

Principio de Exclusión de Pauli

Establece que no pueden existir en el átomo dos electrones con exactamente los mismos números cuánticos.

Regla de Hund

Establece que los electrones se ubican primero en orbitales de menor energía con espines paralelos iguales, luego que están completos todos los orbitales se parean.

Electrón Diferencial

Es el último electrón del átomo, entrega las características de los números cuánticos de un átomo.