miércoles, 25 de marzo de 2015
Obetivo
El Blog forma parte de una practica escolar de la materia de NTIC, de la Universidad de Sonora y tiene la finalidad de exponer la historia del átomo y los diferentes modelos propuestos.
Teoria Atómica de Democrito
Demócrito desarrolló la “teoría atómica del universo”, concebida por su mentor, el filósofo Leucipo. Esta teoría, al igual que todas las teorías filosóficas griegas, no apoya sus postulados mediante experimentos, sino que se explica mediante razonamientos lógicos. La teoría atomista de Demócrito y Leucipo se puede esquematizar así:
- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles.
- Los átomos se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades internas.
- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.
Defiende que toda la materia no es más que una mezcla de elementos originarios que poseen las características de inmutabilidad y eternidad, concebidos como entidades infinitamente pequeñas y, por tanto, imperceptibles para los sentidos, a las que Demócrito llamó átomos, término griego que significa tanto "que no puede cortarse" como "indivisible".
Las deducciones de Demócrito y los otros filósofos se realizaban desde la lógica, el pensamiento racional, relegaba la relevancia del empirismo a un último plano, y depositaba escasa fe en la experiencia sensorial, es decir la que apreciaba por los sentidos. En su teoría del atomismo, explica muy bien el por qué: en el atomismo Demócrito defendía que la materia está compuesta por dos elementos: lo que es, representado por los átomos homogéneos e indivisibles; y lo que no es, el vacío, lo que permite que esos átomos adquieran formas, tamaños, órdenes y posiciones, y constituyan así la totalidad de la physis. Demócrito explicaba las percepciones sensibles tales como la audición o la visión, con la interacción entre los átomos que emanan desde el objeto percibido hasta los organismos receptores. Esto último es lo que prueba con fuerza la relatividad de las sensaciones.
Modelo Atómico de Dalton (1803)
Fue el
primer modelo atómico con bases científicas, formulado entre 1803 y 1807
por John Dalton.
El modelo
permitió aclarar por primera vez por qué las sustancias químicas reaccionaban
en proporciones estequiométricas fijas, y por qué cuando dos sustancias
reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las
proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las
proporciones múltiples). Además el modelo
aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas
podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de
constituyentes elementales o elementos. En esencia, el modelo explicaba la
mayor parte de la química de fines del siglo XVIII y principios del
siglo XIX, reduciendo una serie de hechos
complejos a una teoría combinatoria realmente simple.
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados
simples:
1. La materia está formada por partículas
muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden
destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre
sí, tienen la misma masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos
tienen masas diferentes. Comparando las masas de los elementos con los del
hidrógeno tomado como la unidad propuso el concepto de peso atómico
relativo.
3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se
combinen en las reacciones químicas.
4. Los átomos, al combinarse para
formar compuestos guardan relaciones simples.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden
combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos
de dos o más elementos distintos.
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| CC por MartinPerezMoo |
Modelo Atómico de Thompson (1897)
El modelo atómico de Thomson es
una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien
descubrió el electrón en
1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está
compuesto por electrones de
carga negativa en un átomo positivo, embebidos en éste al igual que las pasas
de un budín. Postulaba
que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo
suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una
esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. La
herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la
electricidad.
usó la amplia evidencia obtenida gracias
al estudio de los rayos catódicos a
lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo atómico de Dalton daba debida
cuenta de la formación de los procesos químicos, postulando átomos
indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos catódicos
sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga negativa.
Las predicciones del modelo de Thomson resultaban
incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford, que
sugería que la carga positiva estaba concentrada en una pequeña región en el
centro del átomo, que es lo que se conoció como núcleo atómico. Otro
hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la regularidad de
la tabla periódica de Mendeleiev.
Modelo Atómico de Rutherford (1911)
El modelo atómico de Rutherford es
un modelo atómico o
teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto
por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para
explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro",
realizado en 1911. Fue
el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la
"corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran
velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la
carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.
Rutherford
llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región
pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa.
Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual
se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extranuclear se
encuentran los electrones de carga negativa.
La importancia del modelo de Rutherford
residió en proponer por primera vez la existencia de un núcleo en el átomo. Lo
que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales,
fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que sin
ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección
casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de la
materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo atómico donde
se concentraba toda la carga positiva y
más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su
mayor parte estaba vacío.
Rutherford propuso que los electrones orbitarían
en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el
centro del átomo. Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al
descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:
·
Por un
lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse
unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la
postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las
cuatro interacciones fundamentales.
·
Por otro
lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica
que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería el caso de los
electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo
energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de
Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas
al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 -10 s, toda la energía del átomo
se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo. Se
trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de
la física clásica.
Según Rutherford, las órbitas de los electrones no
están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo,
dándole un tamaño y forma algo indefinidas. Los resultados de su experimento le permitieron calcular
que el radio atómico era diez mil veces mayor que
el núcleo mismo, y en consecuencia, que el interior de un átomo está
prácticamente vacío.
Modelo Atómico de Bohr (1913)
Es un modelo clásico del átomo, pero fue
el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a
partir de ciertos postulados. Fue propuesto en 1913 por
el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden
tener órbitas estables alrededor del núcleo y
por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos. Además el
modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico,
explicado por Albert Einstein en 1905.
Bohr se
basó en el átomo de hidrógeno para
hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico
capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que
se observan en los gases. Describió el átomo de
hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El
modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que
habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein.
En
este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la
órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular
emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en
breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los
electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las
cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces
identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante.
Este número "n" recibe el nombre de Número
Cuántico Principal.
Bohr supuso además que el momento
angular de cada
electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número
cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo
cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno. Estos niveles en
un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K"
y terminaban en la "Q".Posteriormente los niveles electrónicos se
ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de
energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón
va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y
nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin
problema y de nuevo volver a su órbita de origen. Sin embargo no explicaba el
espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde
gracias al modelo atómico de Sommerfeld.
Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de
la mecánica cuántica.
Modelo Atómico de Schrödinger (1926)
Es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.
El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas cuasi puntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de movimiento no pueden conocerse simultáneamente, por el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no están determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y su distribución de probabilidad.
El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisión espectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El modelo también predice la modificación de los niveles energéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico. Además, con ciertas modificaciones semiheurísticas el modelo explica el enlace químico y la estabilidad de las moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en los niveles energéticos puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, pero donde el electrón es descripto mediante la ecuación relativista de Dirac en lugar de mediante la ecuación de Schrödinger. En el modelo de Dirac, se toma en cuenta la contribución del espín del electrón.
Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a una confusión ya que no define la estructura completa del átomo. El modelo de Schrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interacción con la estructura electrónica de otros átomos, pero no describe como es el núcleo atómico ni su estabilidad.
Si bien el modelo de Schrödinger describe adecuadamente la estructura electrónica de los átomos, resulta incompleto en otros aspectos:
- El modelo de Schrödinger en su formulación original no tiene en cuenta el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo de Schrödinger-Pauli.
- El modelo de Schrödinger ignora los efectos relativistas de los electrones rápidos, esta deficiencia es corregida por la ecuación de Dirac que además incorpora la descripción del espín electrónico.
- El modelo de Schrödinger si bien predice razonablemente bien los niveles energéticos, por sí mismo no explica por qué un electrón en un estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno libre. Esto fue explicado por primera vez por la electrodinámica cuántica y es un efecto de la energía del punto cero del vacío cuántico.
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