UNIDAD DE APRENDIZAJE: 2 “UN VIAJE AL INTERIOR DE LA MATERIA” Evolución Histórica de los Modelos Atómicos Químico Gabriel Jiménez Zerón

Historia: modelos atómicos Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración. John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. 1808

J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. 1897 Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. E. Rutherford 1911

Niels Bohr Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a los postulados fundamentales: 1.- Los electrones orbitan el núcleo del átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas. 2.- Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios. 3.- El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas. 1913 n

Modelo de la Mecánica Cuántica Desafortunadamente el Modelo de Bohr solo se cumple para los elementos de los grupos A de la Tabla Periódica. 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. Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo. En este modelo, Schrödinger abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, En vez de esto, describe a los electrones por medio de una función que representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como REEMPE Región Espacio Energética de Manifestación Probabilistica Electrónica ,anteriormente conocida como orbital. Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía

Números cuánticos En el caso de los orbitales (REEMPE) de los átomos, el número cuántico principal n está asociado a los diferentes niveles de energía orbital o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía, por razones históricas, estas capas electrónicas se denotan como K, L, M, N,... El segundo número cuántico l corresponde al momento angular del estado. Estos estados tienen la forma esférica, y subcapas (o subniveles), a los que se les asigna una letra, que hace referencia al tipo de orbital que describe el estado electrónico (s, p, d, f, ...).Los valores que puede tomar l son: 0, 1, 2, ..., (n-1), siendo n el número cuántico principal. El tercer número cuántico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto éstos puede ser ocupado por dos electrones con espines opuestos, número cuántico s con dos posibles valores de +1/2 ó -1/2, es decir el sentido de rotación de cada electrón sobre su propio eje . Orbitales atómicos y moleculares. El esquema representa la regla de Madelung para determinar la secuencia energética de orbitales.