MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Los rayos catódicos que se originan en el interior del tubo tenían energía: carga / masa, puesto que se desvían en presencia del gas encerrado en el tubo y no del material del que estuviesen hechos los electrodos. De esta manera descubrió la primera partícula atómica, denominada: Electrón. Thomson calculó la relación carga/masa de estas partículas. La corriente de iones positivos se le denominó: Rayos Canales y dependen del gas encerrado en el tubo. El ion positivo del átomo de hidrógeno es otra partícula elemental denominada: Protón. Thomson propuso un nuevo modelo para el átomo donde la masa y carga positiva estuviesen uniformemente distribuidas en el átomo, quedando los electrones incrustados.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Rutherford propuso un nuevo modelo atómico para el átomo. El átomo está formado por un núcleo con carga positiva y extremadamente denso; los electrones están girando alrededor del núcleo, a una gran distancia comparada con el tamaño del núcleo. Su dificultad es que si los electrones se mueven en órbitas alrededor del núcleo, según las leyes de la física electromagnética clásica, deben emitir energía en forma de onda. Este modelo tampoco explica los espectros discontinuos de los átomos.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
Propuso una teoría del átomo de hidrógeno donde eliminó el problema del átomo inestable de Rutherford y dio una explicación a los espectros, basándose en la teoría corpuscular de la luz de Einstein y en la hipótesis de Planck.
Propuso un nuevo modelo atómico de tipo planetario en el que los electrones giran en torno al núcleo central, con las restricciones impuestas por los tres postulados:
- 1º: cuando el electrón gira en su órbita, no emite energía, por tanto esa órbita es estacionaria.
- 2º: Solo existen aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón es múltiplo entero de: n· h/2π.
- 3º: dice que la energía que emite o absorbe un electrón al pasar de una órbita lejana a una cercana y viceversa viene dada por la expresión: ∆E=h·v(f).
LIMITACIONES: Este modelo solo se aplicaba de forma estricta al hidrógeno y otros más sencillos. Para átomos más complejos los resultados son incorrectos, por lo que se empezó a hablar de que existen subniveles como:
- Azimutal: que muestra la excentricidad de la órbita, y sus valores son: L=0,…,(n-1).
- Magnético: que muestra la orientación de la órbita en el espacio y sus valores con: m= -L,0,+L.
- Spin: que muestra la orientación de giro del electrón sobre sí mismo.
HIPÓTESIS DE DE BROGLIE
La luz no es fácilmente analizable a no ser que la consideremos de tipo ondulatoria o de tipo corpuscular. De Broglie plantea que si la luz está formada por corpúsculos según la teoría de Einstein, tendrá una energía, E=p·c, pero si la luz es una onda, su energía valdrá según la teoría de Planck, E= h·c/λ.
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG
No se puede conocer simultáneamente con una precisión absoluta la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.
ECUACIÓN DE ONDA DE SCHRÖDINGER
Partiendo de la idea de que toda partícula lleva asociada una onda halló una ecuación de onda que permite describir el movimiento del electrón y las soluciones a esta ecuación son las funciones de onda: ψ(x,y,z). Llamamos ψ² a la probabilidad de encontrar un electrón en una región determinada del espacio. Las soluciones a la ecuación para el átomo de H+ están caracterizadas por 3 números cuánticos: n, l y m. Estos números cuánticos surgen al resolver la ecuación y no tienen que ser introducidos arbitrariamente como el modelo de Bohr.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
En un mismo átomo dos electrones no pueden estar en el mismo estado cuántico, significa que dos electrones no pueden tener los mismos valores de: n, l, m y s.
REGLA DE HUND
Cuando dos electrones se incorporan a orbitales de la misma energía, cada uno de ellos llenará uno de los orbitales disponibles con un electrón antes de duplicar la ocupación de un orbital, por tanto, en una colección de orbitales de idéntica energía, los electrones permanecerán desapareados siempre que sea posible.
HIPÓTESIS DE PLANCK
Los átomos de los elementos, cuando están aislados, emiten o absorben solo unas determinadas frecuencias luminosas. Planck supone que la energía que emita o absorba un átomo estará formada por fotones o cuantos. E=h·v(f). La energía de la radiación es discontinua y está cuantizada.
EFECTO FOTOELÉCTRICO
Consiste en la capacidad que tienen algunos metales de emitir electrones al ser sometidos a la irradiación de la luz de determinada frecuencia mínima.
A. ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL ELÉCTRICO
Se define como la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental, transformándolo en un ion positivo. ↑→ aumenta
B. AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD
Es la energía liberada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental incorpora un electrón libre, transformándose así en un ion negativo. ↑→ aumenta
C. ELECTRONEGATIVIDAD
Es la tendencia que tiene un elemento para atraer hacia sí el par electrónico del enlace compartido con otro. Es por tanto, una propiedad de los átomos enlazados químicamente entre sí. ↑→aumenta.
D. RADIO
aumenta←↓