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Modelo atómico

Modelo Atómico

El átomo se define como la parte más pequeña de un elemento que retiene las propiedades principalmente como lo son las químicas. Es así, que entran los átomos, se adivinó por primera vez en el 400 AC, cuando los filósofos griegos debatían si se podía dividir una sustancia en pedazos infinitamente más pequeños o si se alcanzaría una partícula indivisible más pequeña.

Asimismo, alrededor del año 450 A.C, el filósofo griego Demócrito estableció que toda la materia se encuentra  formada por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos (que significa indivisible). Sus ideas fueron muy criticadas, y no fue hasta principios del siglo XIX cuando la teoría atómica se apoderó del pensamiento científico.

Teoría atómica moderna: modelos

En 1913, Neils Bohr, un estudiante de Rutherford, desarrolló una representación del átomo. Propuso que los electrones están dispuestos en órbitas circulares las cuales se encontraban en presencia y rondaban en un núcleo. Este modelo está modelado en el sistema solar y se conoce como el modelo planetario. El modelo de Bohr se puede resumir mediante los siguientes cuatro principios:

  1. Los electrones solo ocupan ciertas cantidades de espacio en el núcleo. Esas órbitas son estables y se llaman órbitas “estacionarias”.
  2. Cada órbita tiene una energía asociada con ella. La órbita que se encontraba mucho más cera al núcleo tiene una energía de E1, la siguiente órbita E2, etc.
  3. La energía se absorbe cuando un electrón salta de una órbita más baja a una más alta y la energía esto sucede cuando se hace presencia del electrón que órbita más alta a una órbita más baja.
  4. La energía y la frecuencia de la luz emitida o absorbida pueden calcularse utilizando la diferencia entre las dos energías orbitales.

En 1926, Erwin Schrödinger, un físico austriaco, se encargó de extender y llevar a mayor información y pasos la información de Bohr. Schrödinger usó ecuaciones matemáticas para describir la probabilidad de encontrar un electrón en una posición determinada.

Este modelo atómico muy conocido por la forma del modelo mecánico y a su vez cuántico del átomo. A diferencia del modelo de Bohr, el modelo mecánico cuántico no define la ruta exacta de un electrón, sino que predice las probabilidades de la ubicación del electrón.

Es representado asimismo como un núcleo el cual está rodeado por una gran masa o nube que se encuentra cargada por electrones y es mayor y, a la inversa, es menos probable que el electrón esté en un área menos densa de la nube. Así, este modelo introdujo el concepto de niveles subenergéticos.

Teoría atómica temprana

Los modelos atómicos tienen sus comienzos en la teoría atómica primitiva. La ley de conservación de la masa, la ley de proporciones definidas y la ley de proporciones múltiples proporcionaron modelos para el comportamiento de las reacciones químicas, pero las leyes no pudieron explicarse.

En 1808, John Dalton (1766 -1844) propuso su teoría atómica, que sirvió de explicación para estos fenómenos. Su teoría consta de cinco postulados. El primer postulado afirma que toda la materia está compuesta de átomos. Segundo, los átomos de un elemento dado son todos exactamente iguales en estructura y propiedades. Tercero, todos estos átomos no pueden sufrir variación o modificación alguna. Cuarto, los átomos de diferentes elementos se combinan para formar compuestos.

Por último, las reacciones químicas involucran la combinación, separación y reorganización de los átomos. Estos cinco postulados no solo explicaron las leyes de conservación de la masa, proporciones definidas y proporciones múltiples, sino que también sirvieron de base para el estudio y desarrollo de varios modelos atómicos

Importancia de la teoría atómica.

Modelo Atómico

  • La teoría atómica ha superado la prueba del tiempo.
  • La evolución del modelo atómico ha llevado al descubrimiento de que los átomos son divisibles en partículas más pequeñas y que no todos las partículas o también los átomos.
  • De igual forma en el siglo XIX, los científicos descubrieron que los átomos están compuestos de tres partículas subatómicas, como lo son llamadas por los estudiosos, electrones, protones y neutrones.
  • Asimismo los neutros y también los protones, estos se encuentran ubicados en un ubicación central del átomo llamada núcleo, y los electrones ocupan el espacio que rodea el núcleo.
  • El número y la disposición de cada una de estas partículas dentro del átomo determinan las propiedades químicas del elemento.
  • Igualmente la cantidad de átomos presentes, pueden llegar a diferir en cuanto a los números de neutrones (llamados isótopos) y también en el número de electrones (llamados iones).
  • El número de protones determina la identidad química del elemento.’ S teoría atómica, poner en marcha el desarrollo de varios modelos atómicos.
  • Los avances en la física moderna permitieron a los científicos encontrar una gran cantidad de partículas subatómicas, incluidos los quarks, que son las partículas subatómicas fundamentales que forman protones y neutrones.

Descubrimiento del electrón

El descubrimiento de la primera partícula subatómica, el electrón, resultó de experimentos con los efectos de la electricidad en la materia. A fines del siglo XIX, el tubo de rayos catódicos fue desarrollado y utilizado en varias investigaciones.

Igualmente, un tubo de rayos catódicos es un tubo de vidrio parcialmente evacuado que contiene un gas a baja presión. Asimismo viene presentado ya que parten de 2 extremos en cada uno existe un cátodo y un ánodo.

El cátodo y el ánodo están unidos a una fuente de voltaje. La fuente de voltaje crea una corriente que puede pasar a través del gas atrapado en el interior. Los primeros experimentos mostraron que la corriente hacía que la superficie del tubo directamente opuesto al cátodo brillara. Se planteó la hipótesis de que una corriente de partículas que se originan en el cátodo y se movían hacia el ánodo causaba el resplandor causando:

  • Esta corriente de partículas fue llamada rayo catódico.
  • Cuando se colocó una rueda de paletas en el tubo, rodó de cátodo a ánodo, lo que demostró que las aquellas partículas perteneciente al rayo del cátodo tenían masa.
  • Cuando se expuso a un campo magnético, el rayo catódico se desvió así como sucede comúnmente en los campos magnéticos.
  • Corriente en presencia de alguna carga debido a que es eléctrica. Por lo tanto, se concluyó que las partículas que componen un rayo catódico no solo tenían masa sino también una carga negativa.

Los primeros modelos atómicos.

Thomson utiliza estos resultados para formular su “pudín de ciruelo” modelo del átomo entre los años 1903 – 1907. Este modelo fue una adaptación de un modelo similar primera propuesta por Lord Kelvin (1824 – 1907) en 1902.

De acuerdo con este modelo, el Los electrones cargados negativamente de un átomo se encuentran dentro de un material cargado positivamente, al igual que las ciruelas incrustadas en el pudín de ciruela.

Si uno de los electrones fuera desplazado, volvería a su posición original. Esto proporcionó un modelo estable de un átomo neutro. En el mismo período, el físico japonés Hantaro Nagoaka desarrolló el ” Saturniano “Modelo atómico.

En 1904, Nagoaka propuso que un átomo se parecía al planeta Saturno. El planeta mismo era una región de carga positiva alrededor de la cual circulaban anillos de electrones.

El átomo, según este modelo, era inestable porque los electrones que se mueven en anillos alrededor de una carga positiva perderían energía gradualmente y eventualmente caerían en la región central.

Descubrimiento del protón

El científico inglés Henry Jeffreys pronto resolvió el misterio de la carga nuclear que determina las propiedades del átomo. Moseley descubrió en 1913 que cada elemento contiene una carga positiva única en su núcleo.

El núcleo del átomo debe contener partículas cargadas positivamente, llamadas protones. Por lo tanto, la cantidad de carga, o los protones que se podrían encontrar en su núcleo determina un elemento  identidad.

La cantidad de aquellas cargas de protones presentes en el núcleo se llama número atómico. Moseley afirmó que la tabla periódica debería organizarse en orden de aumentar el número atómico en lugar de aumentar la masa atómica. Esta disposición permitió una tabla periódica completa, con predicciones correctas de dónde aún no se habían descubierto nuevos elementos.

Descubrimiento del neutrón

El descubrimiento del protón dio lugar a otro misterio. Se sabía que la masa del átomo de hidrógeno posee un peso mayor que las cargas de un electrón y protón unidos. Los científicos buscaron la fuente de la masa faltante asumiendo que otra partícula que también contribuye a la masa del átomo debe existir en el núcleo del átomo.

Debido a que es eléctricamente neutro, la detección de esta partícula faltante fue problemática. Aproximadamente 30 años después de que se descubriera el electrón, se encontró esta tercera partícula.

Pensamientos de los Modelos Atómicos

Dilema

  • Los electrones en órbita experimentan la aceleración centrípeta.
  • La carga acelerada produce ondas electromagnéticas, las ondas electromagnéticas transfieren energía.
  • la pérdida de energía haría que los átomos fueran inestables (el electrón debería formar una espiral hacia el núcleo)
  • Espectros discretos de electrones energéticos.

La nueva idea principal de Bohr

  • Cuantización de los momentos según aquellos términos de ℏ =  h / 2π
  • Los electrones ocupan estados estacionarios alrededor del núcleo.
  • los momentos restringidos conducen a radios y niveles de energía restringidos
  • Transición entre las cargas que existieren y las cargas energéticas acompañadas de emisión, absorción de fotones. El átomo solo gana o pierde energía cuando sus electrones se transfieren de un estado estacionario a otro.

La nueva idea principal de Sommerfeld

  • Grafico teoria de SommerfeldLos electrones forman ondas estacionarias alrededor del núcleo.
  • La naturaleza discreta de los armónicos conduce a la cuantización.
  • Unidimensional
  • No funciona para otros elementos: cualquier cosa con más cantidad de partículas de electrones.
  • Hay fenómenos espectroscópicos adicionales donde las líneas discretas las cuales se dividen sin poderse ubicar en un lugar diferente.
  • Efecto zeeman
  • División hiperfina

Reglas de kirchhoff

  • Un gas energizado produce luz con un espectro discreto.
  • Los espectros atómicos son huellas digitales o códigos de barras u otro análogo de identificación.
  • Efectos ópticos cuánticos
  • Fluorescencia
  • Fosforescencia
  • Fotoquímica
  • Disociación (ozono, por ejemplo)
  • Fotosíntesis
  • Fotografía
  • Fotocromismo (ortonitrotoluenos, por ejemplo)
  • Isomería cis-trans (púrpura visual, por ejemplo; tioindigos, anils y compuestos azo)
  • Cambio de posición de los enlaces dobles (ergostgerol se convierte en vitamina D, por ejemplo)

El modelo de Bohr del átomo.

En 1913, el teórico danés Niels Bohr (1885 – 1962) desarrolló su modelo cuantificado de concha del átomo. Bohr modificado Rutherford ‘ modelo s por la variable en cuanto a las cargas que pudiera tener un núcleo en regiones específicas de tamaño fijo y energía.

La energía del electrón depende del tamaño de la órbita. Aquellas cargas presentes en las órbitas más pequeñas tienen la menor energía. Un átomo es estable cuando sus electrones ocupan órbitas de la energía más baja posible. La energía de un electrón aumenta a medida que ocupa las órbitas más y más lejos del núcleo.

Estas órbitas pueden considerarse como los peldaños de una escalera. Cuando una persona sube una escalera, se sube a un peldaño u otro, pero no entre peldaños, porque una persona no puede pararse en el aire. Así como aquellas cargas y la transición de los átomos que pueden ocupar una órbita u otra, pero no pueden existir entre las órbitas.

Mientras está en una órbita, el electrón posee en cierta medida una carga que es fija en su estado. El electrón gana o pierde energía al moverse a una nueva órbita, ya sea más lejos o cuando se encuentre cerca de un núcleo.

Wolfgang Pauli principio de exclusión

Los estados fundamentales de todos los elementos siguen en la representación que usaban los estados en presencia de las partículas las cuales estaban presentes en el átomo de hidrógeno. La estructura de la tabla periódica, que se determinó empíricamente, puede derivarse teóricamente de los primeros principios.

Dirac

Dirac desarrolló la teoría cuántica relativista. Paul Dirac declara su ecuación relativista de onda cuántica de electrones. Charles G. Darwin y Walter Gordon resuelven la ecuación de Dirac para un potencial de Coulomb. Paul Dirac combina la mecánica cuántica y la relatividad especial para describir el electrón.

Schrödinger

Los electrones dilema tienen una extensión tridimensional, pero el modelo de Bohr asume que el electrón es una onda estacionaria unidimensional envuelta alrededor del núcleo. La nueva idea principal forma un electrón en forma de onda tridimensional alrededor del núcleo, nubes de electrones, longitudes de onda restringidas (armónicos esféricos).

Ecuación de onda para la materia que recuerda a las ecuaciones de Maxwell para ondas electromagnéticas. La historia que escuché es que Schrödinger fue a Suiza con dos objetivos: mantener a su amante feliz y derivar una ecuación de onda para la materia. El éxito que tuvo con el primero está abierto a la especulación.

El modelo atómico moderno.

El desarrollo de la mecánica cuántica sirvió de base para la teoría atómica moderna. En 1922, el físico estadounidense Arthur H. Compton (1892 – 1962) conduce la dispersión de rayos X experimentos que confirmen y se avanzó Einstein, formulo por su parte la dualidad de la luz.

En 1923, el físico francés Louis-Víctor de Broglie (1892 – 1987) amplió esta teoría mediante la propuesta de que toda la materia, así como la radiación, se comporta tanto como una partícula y una onda. Hasta este momento, los científicos habían visto la materia y la energía como fenómenos distintos que seguían leyes diferentes.

Broglie ‘ propuesta de s no fue apoyada por la evidencia experimental o matemática hasta 1926 cuando el físico austriaco Erwin Schroeder ö repicador (1887 – 1961) desarrolló su ecuación de onda matemática.

Ecuación

Su ecuación de onda se podría utilizar para encontrar la frecuencia de los electrones y luego Planck ‘ s ecuación se podría utilizar para encontrar la energía correspondiente.

Schrödinger su ecuación dio una descripción mucho más precisa de un electrón ‘ ubicación y la energía s de Bohr ‘s modelo podría. También podría usarse para átomos con más de un electrón.

Además, solo las ondas de frecuencias específicas podrían resolverse usando su ecuación. Esto demostró que solo algunas partículas poseen la capacidad y la carga de electrones para encontrarse en el átomo.

Otros experimentos demostraron que Broglie estaba en lo cierto al afirmar que la materia podía comportarse como ondas, ya que los electrones se difractaban y mostraban interferencia.

En 1927, el físico alemán Werner Heisenberg (1901 – 1976) desarrolló aquel máximo de la física muy conocido ya que tomo el nombre del principio de incertidumbre de Heisenberg. Esta hipótesis afirma que la posición y la capacidad de velocidad que tiene el electrón, o cualquier partícula en movimiento, no pueden ser conocidas al mismo tiempo.

La ecuación de onda

La ecuación de onda de dinger, conocida como funciones de onda, pudiendo descubrir la esencia del electro en una órbita determinada.  Por lo tanto, los electrones no están ubicados en órbitas discretas, como se hipotetiza en el modelo de Bohr, sino que ocupan una región más turbia, llamada orbital.

Además, las órbitas permiten puntualizar la cantidad exacta que pueden existir de electrones, en presencia de un átomo en lugar de una ruta definida que siguen. La ubicación probable de los electrones en un orbital se describe mediante una serie de números llamados números cuánticos.

El modelo cuántico del átomo utiliza cuatro números que se encargan de representar la capacidad de transición que pudieren tener las partículas que están presentes en un átomo los electrones, de manera muy similar a como una dirección describe las ubicaciones de las casas en una calle.

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