EL ÁTOMO DIVISIBLE MODELOS ATÓMICOS

A mediados del XIX, estudios del comportamiento de la materia frente a la electricidad, lleva al descubrimiento de los RAYOS CATÓDICOS

Cuando se aplica una diferencia de potencial en el interior de un vidrio que tiene un gas a baja presión, entre los electrodos metálicos aparece una luminiscencia.

A ESTA LUMINISCENCIA SE LES LLAMÓ RAYOS CATÓDICOS PORQUE SALÍAN DEL POLO NEGATIVO (CÁTODO) Y SE DIRIGEN HACIA EL POSITIVO (ÁNODO)

DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN 1897 J. J. THOMSON estudió estos rayos catódicos: Viajan en línea recta: Un objeto colocado en la trayectoria de los rayos, proyecta sombra Tienen carga eléctrica negativa: son desviados hacia el polo positivo, en presencia de un campo eléctrico Poseen masa: pueden hacer girar una rueda de paletas

Halló la relación carga / masa del electrón (1,76·1011 C/Kg) Halló la relación carga / masa del electrón (1,76·1011 C/Kg). Y concluyó que esta relación carga/masa (q/m) del electrón era siempre la misma independientemente del tipo de gas del tubo, del tipo de metal del cátodo…

Demostró que: Los rayos catódicos estaban formados por partículas pequeñas, negativas, que llamó ELECTRONES Y estos electrones están presentes en todos los átomos

ROBERT MILLIKAN, con su experimento de la gota de aceite, determinó en 1909 la carga eléctrica del electrón (1,602·10-19 C) y a continuación su masa (9,1·10-31 kg, dos mil veces inferior a la del átomo de H)

PROBLEMAS QUE PLANTEÓ EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN SI LA MATERIA ES NEUTRA, ADEMÁS DE ELECTRONES DEBE HABER CARGA POSITIVA EN LOS ÁTOMOS, PERO ¿DÓNDE? ¿POR QUÉ LAS PARTÍCULAS QUE SE OBTENÍAN DE LOS ÁTOMOS ERAN SIEMPRE ELECTRONES Y NUNCA PARTÍCULAS CON CARGA POSITIVA?

PROBLEMAS QUE PLANTEÓ EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN SI LOS ELECTRONES TIENEN MASA TAN PEQUEÑA, ¿DÓNDE SE ENCUENTRA LA MAYOR PARTE DE LA MASA DE LOS ÁTOMOS? ¿CÓMO ESTÁN COLOCADAS ESTAS PARTÍCULAS DENTRO DEL ÁTOMO?

Con esta idea surgen los: MODELOS ATÓMICOS

MODELO DE THOMSON (1904) IMAGINÓ A LOS ÁTOMOS COMO ESFERAS MACIZAS DE CARGA POSITIVA NEUTRALIZADA POR LOS ELECTRONES, QUE ESTARÍAN INCRUSTADOS EN ELLAS.

DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN En 1886, GOLDSTEIN utilizó un tubo de rayos catódicos con un cátodo perforado y observó unos rayos que iban en sentido opuesto a los rayos catódicos, los llamó RAYOS CANALES.

Estos rayos, estaban formados por partículas positivas, los PROTONES. La relación carga / masa de las partículas positivas sí depende del tipo de gas encerrado en el tubo.

Su carga + igual a la del electrón Cada partícula positiva tenía una masa 1836 veces mayor que la del electrón y por tanto prácticamente igual a la del átomo de H. Su carga + igual a la del electrón .

¿DÓNDE ESTABA COLOCADA ESTA NUEVA PARTÍCULA DENTRO DEL ÁTOMO?

ESPERIMENTO DE RUTHERFORD Dirigió sobre una lámina de oro muy fina un haz de partículas α (carga +) procedentes de una fuente radiactiva. La mayoría pasaba en línea recta, pero alguna rebotaba

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD EL ÁTOMO ESTÁ FORMADO POR UN NÚCLEO Y UNA CORTEZA EL NÚCLEO OCUPA UN VOLUMEN MUY PEQUEÑO EN COMPARACIÓN CON EL TAMAÑO DEL ÁTOMO, ACAPARA LA MAYOR PARTE DE SU MASA Y ESTÁ CARGADO POSITIVAMENTE CON PROTONES LA CORTEZA, ES UNA ZONA EXTENSA DONDE LOS ELECTRONES GIRAN ALREDEDOR DEL NÚCLEO

POR TANTO LA MAYOR PARTE DEL ÁTOMO ESTÁ VACÍO

CON EL DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN, SURGEN NUEVOS INTERROGANTES: ¿CUÁL ES LA ESTRUCTURA DEL NÚCLEO? ¿CÓMO PUEDEN PERMANECER LOS PROTONES, SIENDO CARGAS DEL MISMO SIGNO, EN UN ESPACIO TAN REDUCIDO?

DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN En 1920, RUTHERFORD sugirió la existencia de otra partícula sin carga a la que llamó neutrón. Entre protones y neutrones existirían fuerzas atractivas de una nueva naturaleza (fuerzas nucleares) que superasen a las fuerzas de repulsión eléctricas. CHADWICK: bombardeó berilio con partículas alfa y detectó los NEUTRONES

LOS NEUTRONES Se encuentran en el núcleo atómico junto con los protones No tienen carga eléctrica, son neutros Tienen una masa semejante a la del protón

PARTÍCULAS DEL ÁTOMO DESCUBIERTAS HASTA ESE MOMENTO Carga (C) Masa (g) Masa (u) electrón -1,6.10-19 9,1.10-28 0,00055 protón 1,6.10-19 1,673.10-24 1,0076 neutrón 1,675.10-24 1,0090

CUESTIONES SIN EXPLICACIÓN CUALQUIER CARGA EN MOVIMIENTO EMITE ENERGÍA, POR TANTO EL ELECTRÓN TERMINARÍA CHOCANDO CON EL NÚCLEO NINGÚN MODELO EXPLICABA LA COLOCACIÓN DE LOS NEUTRONES NO EXPLICAN LAS DIFERENCIAS Y SEMEJANZAS ENTRE LAS PROPIEDADES DE LOS ÁTOMOS

FENÓMENOS DESCUBIERTOS QUE NECESITABAN SER EXPLICADOS ESPECTROS (BORH) RADIACCIÓN DEL CUERPO NEGRO (PLANCK) EFECTO FOTOELÉCTRICOS (EINSTEIN)

ESPECTROS Los átomos de gases calientes emiten y absorben luz a ciertas longitudes de onda. En el gráfico de arriba, se demuestran tres espectros de emisión y uno de absorción.

RADIACCIÓN DEL CUERPO NEGRO

EFECTO FOTOELÉCTRICO

EINSTEIN La emisión de electrones no depende de la cantidad de luz, sino de la frecuencia de la misma. Existe una frecuencia umbral, característica de cada metal, a partir de la cual empieza a emitir electrones. El número de electrones que se emiten dependen de la intensidad de la radiación, no de la energía de los electrones. La energía de los electrones depende de la frecuencia de la radiación.

MODELO DE BOHR (1913) LOS ELECTRONES GIRAN EN TORNO AL NÚCLEO SÓLO EN CIERTAS ÓRBITAS CIRCULARES ESTABLES, DONDE AL MOVERSE NO EMITEN ENERGÍA LAS ÚNICAS ÓRBITAS PERMITIDAS SON AQUELLAS CUYA ENERGÍA ADOPTA UNOS VALORES DETERMINADOS (NO DE CUALQUIER VALOR). A ESTAS ÓRBITAS LES LLAMÓ NIVELES DE ENERGÍA Y LAS REPRESENTÓ POR LA LETRA n

MODELO DE BOHR (1913) CUANTO MÁS ALEJADO ESTÉ DEL NÚCLEO MAYOR SERÁ SU ENERGÍA CUANDO EL ELECTRÓN PASA DE UNA ÓRBITA A OTRA EMITE O ABSORBE ENERGÍA EN FORMA DE RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA (FOTONES)

Representación de las órbitas ÁTOMO DE HIDRÓGENO Representación de las órbitas n distancia                                                                                  1 0,53 Å 2 2,12 Å 3 4,76 Å 4 8,46 Å 5 13,22 Å 6 19,05 Å 7 25,93 Å

                                                 Diagrama del modelo atómico de Bohr. Niels Bohr s

FALLOS DEL MODELO DE BOHR SÓLO PODÍA EXPLICAR EL ESPECTRO DE EMISIÓN DEL HIDRÓGENO. NO PODÍA EXPLICAR POR QUÉ EN UN MISMO ESPECTRO HABÍA UNAS RAYAS MÁS INTENSAS QUE OTRAS. EN EL ENLACE QUÍMICO, NO PODÍA EXPLICAR POR QUÉ UNAS MOLÉCULAS SON LINEALES ( CO2) Y OTRAS ANGULARES (H2O).

OTROS MODELOS CORRECCIONES AL MODELO DE BOHR

SOMMERFELD: las órbitas no tenían por qué ser circulares, también podían ser elípticas con una energía distinta cada una

ZEEMAN: las órbitas elípticas podían adoptar distinta orientación espacial

OTRAS INVESTIGACIONES PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG: ES IMPOSIBLE CONOCER A LA VEZ, CON EXACTITUD LA POSICIÓN Y LA VELOCIDAD DE UN ELECTRÓN. DUALIDAD ONDA CORPÚSCULO: EL FRANCÉS LOUIS DE BROGLIE (1924) PROPUSO QUE LOS ELECTRONES POSEEN NO SÓLO PROPIEDADES COMO PARTÍCULAS SINO QUE TAMBIÉN SE COMPORTAN COMO ONDAS.

ENTRE 1925 Y 1930, CIENTÍFICOS COMO EL ALEMAN WERNER HEISENBERG, EL AUSTRIACO ERWIN SCHRÖDINGER Y EL INGLÉS PAUL DIRAC DESARROLLARON LA MECÁNICA CUÁNTICA

CON ESTE NUEVO MODELO YA NO SE HABLA DE ÓRBITA, SINO DE ORBITAL, LOS ELECTRONES NO SON COMO PEQUEÑAS BOLITAS DESCRIBIENDO TRAYECTORIAS DETERMINADAS …… UN ORBITAL ATÓMICO ES UNA ZONA EN LA QUE HAY MAYOR PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRÓN

NÚMEROS CUÁNTICOS n NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL l NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL m NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO s NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN

n NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL Informa del nivel de energía Puede adoptar los valores: 1,2,3,4….

l NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL Informa del tipo de orbital (s,p,d f) Toma valores desde 0 hasta (n-1) Si l = 0  orbital s Si l = 1  orbital p Si l = 2  orbital d Si l = 3  orbital f

m NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO Informa de las posibles orientaciones espaciales de los orbitales Puede tomar los valores desde – l hasta + l pasando por el cero

s NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN Informa la orientación del electrón Toma dos valores + ½ y – ½

n l m s 1 + ½ - ½ 2 -1 + 1

n l m s 3 + ½ - ½ 1 - 1 + 1 2 -2 + 2