El Modelo Atómico Actual Y Sus Aplicaciones
3.1 Aportaciones al modelo atomico actual realizadas por Dalton, Thomson, Rutherford, Chadwick, Goldstein, Bohr, Sommerfeld y Dirac-Jordan
El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue el primer
modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton.
Éxitos del modelo
· El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban
químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.
· Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias,
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 orgánica del siglo XIX, reduciendo una
serie de hechos complejos a una teoría combinatoria.
Modelo de Thomson: Propuso un modelo atómico que proponía que los electrones
estaban incrustados en el interior de una esfera uniforme de carga eléctrica
positiva. Estos electrones estarían distribuidos uniformemente debido a la
repulsión mutua que sufrían entre ellos. Por otro lado, en una situación
estable, estos electrones se mantendrían en reposo. A este modelo se lo denominó
“pastel de pasas”. Para llegar a esta conclusión realizó una serie de
experimentos.
Modelo de Rutherford. El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo.
El modelo planteado por Rutherford sugiere que la carga positiva del átomo está
concentrada en un núcleo estacionario de gran masa, mientras que los electrones
negativos se mueven en órbitas alrededor del núcleo, ligadas por la atracción eléctrica
entre cargas opuestas.
Modelo de Chadwik:
James Chadwick probó la existencia de los neutrones en 1932, de acuerdo con
Book Rags. Como partículas no cargadas en átomos, los neutrones desempeñan un
papel clave en la fisión nuclear, o la división de los átomos.
Modelo de EugenGoldstein: (1886) llevó a cabo experimentos con el tubo de Crookes, con
la diferencia que llevaba un cátodo metálico lleno de orificios. Goldstein
observó no sólo la corriente de electrones emitidos por el cátodo, sino además
unos rayos positivos (rayos canales) en la región detrás del cátodo. Estas
cargas positivas se desprenden por el choque de los electrones con los gases
neutros. Goldstein demostró que estas partículas tenían carga positiva. Más
tarde se demostraría que corresponden a los protones.
Modelo de Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una
nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis
sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:
El electrón no puede girar en cualquier órbita.
Modelo de sommerfeld: propuso una corrección y dijo
que las orbitas, además de circulares, podían ser también elípticas, y
donde al principio se observaba un único nivel energético había, en realidad,
varios subniveles correspondientes a orbitas ligeramente diferentes.
Modelo de Dirac-jordan: Basándose en la mecánica cuántica ondulatoria, en
1928 Paúl Dirac logró una descripción cuántico-relativista del electrón,
predicando la existencia de la antimateria. En las ecuaciones de Dirac y Pascual
Jordán (1902-1980) aparece el cuarto parámetro con característica cuantica,
denominado S, además de los ya conocidos N, L y M.
El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue el primer
modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton.
Éxitos del modelo
· El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban
químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.
· Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias,
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 orgánica del siglo XIX, reduciendo una
serie de hechos complejos a una teoría combinatoria.
Modelo de Thomson: Propuso un modelo atómico que proponía que los electrones
estaban incrustados en el interior de una esfera uniforme de carga eléctrica
positiva. Estos electrones estarían distribuidos uniformemente debido a la
repulsión mutua que sufrían entre ellos. Por otro lado, en una situación
estable, estos electrones se mantendrían en reposo. A este modelo se lo denominó
“pastel de pasas”. Para llegar a esta conclusión realizó una serie de
experimentos.
Modelo de Rutherford. El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo.
El modelo planteado por Rutherford sugiere que la carga positiva del átomo está
concentrada en un núcleo estacionario de gran masa, mientras que los electrones
negativos se mueven en órbitas alrededor del núcleo, ligadas por la atracción eléctrica
entre cargas opuestas.
Modelo de Chadwik:
James Chadwick probó la existencia de los neutrones en 1932, de acuerdo con
Book Rags. Como partículas no cargadas en átomos, los neutrones desempeñan un
papel clave en la fisión nuclear, o la división de los átomos.
Modelo de EugenGoldstein: (1886) llevó a cabo experimentos con el tubo de Crookes, con
la diferencia que llevaba un cátodo metálico lleno de orificios. Goldstein
observó no sólo la corriente de electrones emitidos por el cátodo, sino además
unos rayos positivos (rayos canales) en la región detrás del cátodo. Estas
cargas positivas se desprenden por el choque de los electrones con los gases
neutros. Goldstein demostró que estas partículas tenían carga positiva. Más
tarde se demostraría que corresponden a los protones.
Modelo de Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una
nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis
sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:
El electrón no puede girar en cualquier órbita.
Modelo de sommerfeld: propuso una corrección y dijo
que las orbitas, además de circulares, podían ser también elípticas, y
donde al principio se observaba un único nivel energético había, en realidad,
varios subniveles correspondientes a orbitas ligeramente diferentes.
Modelo de Dirac-jordan: Basándose en la mecánica cuántica ondulatoria, en
1928 Paúl Dirac logró una descripción cuántico-relativista del electrón,
predicando la existencia de la antimateria. En las ecuaciones de Dirac y Pascual
Jordán (1902-1980) aparece el cuarto parámetro con característica cuantica,
denominado S, además de los ya conocidos N, L y M.
3.2 partículas subatómicas y sus características mas relevantes
Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo.
Puede ser una partícula elemental o una compuesta. La física de partículas y
la física nuclear se ocupan del estudio de estas partículas, sus
interacciones y de la materia que las forma y que no se agrega en los
átomos. Ejemplos de partículas subatómicas son las que constituyen los
átomos: protones, electrones y neutrones.
La mayoría de las partículas elementales que se han descubierto y estudiado no
pueden encontrarse en condiciones normales en la Tierra, sino que se
producen en los rayos cósmicos y en los procesos que se dan en
los aceleradores de partículas. De este modo, existen docenas de partículas
subatómicas.
Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo.
Puede ser una partícula elemental o una compuesta. La física de partículas y
la física nuclear se ocupan del estudio de estas partículas, sus
interacciones y de la materia que las forma y que no se agrega en los
átomos. Ejemplos de partículas subatómicas son las que constituyen los
átomos: protones, electrones y neutrones.
La mayoría de las partículas elementales que se han descubierto y estudiado no
pueden encontrarse en condiciones normales en la Tierra, sino que se
producen en los rayos cósmicos y en los procesos que se dan en
los aceleradores de partículas. De este modo, existen docenas de partículas
subatómicas.
3.3 Conceptos de numero atómico, mas atómica y numero de masa
El número atómico de un elemento es el número de protones de un átomo de dicho
elemento. Se representa por la letra Z e identifica a los elementos químicos.
Los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de protones.
El número másico es la suma del número de protones y de neutrones de un átomo. Los
átomos de un mismo elemento que se diferencia en el número de neutrones se
llaman isótopos.
Para representar un átomo se escribe delante de su símbolo el número atómico como
sub índice y el número másico como súper índice.
El número atómico de un elemento es el número de protones de un átomo de dicho
elemento. Se representa por la letra Z e identifica a los elementos químicos.
Los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de protones.
El número másico es la suma del número de protones y de neutrones de un átomo. Los
átomos de un mismo elemento que se diferencia en el número de neutrones se
llaman isótopos.
Para representar un átomo se escribe delante de su símbolo el número atómico como
sub índice y el número másico como súper índice.
3.4 Significados y valores de los números cuánticos (n,l,m,s)
n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra
el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7 .
l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra
el electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 ).
m = número cuántico magnético , representa la orientación de los orbitales
en el espacio, o el tipo de orbital , dentro de un orbital especifico. Asume valores
del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l) .
s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón.
Este número tiene en cuenta la rotación del electrón alrededor de su propio eje
a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos valores +1/2 y –1/2.
n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra
el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7 .
l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra
el electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 ).
m = número cuántico magnético , representa la orientación de los orbitales
en el espacio, o el tipo de orbital , dentro de un orbital especifico. Asume valores
del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l) .
s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón.
Este número tiene en cuenta la rotación del electrón alrededor de su propio eje
a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos valores +1/2 y –1/2.
3.5 Reglas para elaborar las configuraciones electrónicas
Configuración electrónica
Se conoce como configuración electrónica de un átomo, a la distribución
de los electrones de un átomo en orbitales. Cuando la configuración electrónica
es la de menor energía, se conoce como configuración electrónica fundamental.
La configuración electrónica fundamental se consigue, en práctica, a partir de tres
reglas o principios:
·Regla de la construcción
·Principio de exclusión de Pauli
·Regla de la máxima multiplicidad de Hund
Configuración electrónica
Se conoce como configuración electrónica de un átomo, a la distribución
de los electrones de un átomo en orbitales. Cuando la configuración electrónica
es la de menor energía, se conoce como configuración electrónica fundamental.
La configuración electrónica fundamental se consigue, en práctica, a partir de tres
reglas o principios:
·Regla de la construcción
·Principio de exclusión de Pauli
·Regla de la máxima multiplicidad de Hund
3.6 Aplicaciones de los isótopos radioactivos
La primera utilización de los isótopos radiactivos con fines experimentales se realizó
en Austria en 1913, justamente diez años después de la concesión del Premio Nobel a
Henry Becquerel y Marie Curie por el descubrimiento de la Radiactividad. Fue concretamente
el físico George Charles de Hevery quien utilizó un isótopo de plomo (Pb-210) para estudiar
la solubilidad del sulfato y cromato de plomo.
Con el invento del ciclotrón a principios de la década de los treinta y el posterior
desarrollo de los reactores nucleares en la década de los cincuenta comienza la
fabricación industrial de isótopos radiactivos.
La primera utilización de los isótopos radiactivos con fines experimentales se realizó
en Austria en 1913, justamente diez años después de la concesión del Premio Nobel a
Henry Becquerel y Marie Curie por el descubrimiento de la Radiactividad. Fue concretamente
el físico George Charles de Hevery quien utilizó un isótopo de plomo (Pb-210) para estudiar
la solubilidad del sulfato y cromato de plomo.
Con el invento del ciclotrón a principios de la década de los treinta y el posterior
desarrollo de los reactores nucleares en la década de los cincuenta comienza la
fabricación industrial de isótopos radiactivos.