MODELOS ATÓMICOS IES La Magdalena Avilés Asturias En La

modelos atómicos ies la magdalena. avilés. asturias en la antigua grecia dos concepciones compitieron por dar una interpr

MODELOS ATÓMICOS
IES La Magdalena.
Avilés. Asturias

En la antigua Grecia dos concepciones compitieron por dar una
interpretación racional a cómo estaba formada la materia.
Demócrito consideraba que la materia estaba formada por pequeñas
partículas indivisibles, llamadas átomos. Entre los átomos habría
vacío.
Aristóteles era partidario de la teoría de los cuatro elementos, según
la cual toda la materia estaría formada por la combinación de cuatro
elementos: aire, agua, tierra y fuego.

En 1808 John Dalton recupera la teoría atómica de Demócrito y
considera que los átomos (partículas indivisibles) eran los
constituyentes últimos de la materia que se combinaban para formar los
compuestos.

John Dalton
(1766-1844)
En 1897 los experimentos realizados sobre la conducción de la
electricidad por los gases dieron como resultado el descubrimiento de
una nueva partícula con carga negativa: el electrón.
Los rayos catódicos, estaban formados por electrones que saltan de los
átomos del gas que llena el tubo cuando es sometido a descargas
eléctricas. Los átomos, por tanto, no eran indivisibles.
J.J Thomson propone entonces el primer modelo de átomo:
Los electrones (pequeñas partículas con carga negativa) se encontraban
incrustados en una nube de carga positiva. La carga positiva de la
nube compensaba exactamente la negativa de los electrones siendo el
átomo eléctricamente neutro.

J. J. Thomson
(1856-1940)

Primer modelo de átomo compuesto (Thomson, 1897)
Los electrones, diminutas partículas con carga eléctrica negativa,
están incrustadas en una nube de carga positiva de forma similar a las
pasas en un pastel.

E. Rutherford realiza en 1911 un experimento crucial con el que se
trataba de comprobar la validez del modelo atómico de Thomson.
Un esquema del montaje experimental usado se muestra más abajo:
Las partículas alfa (procedentes de un material radiactivo, se
aceleran y se hacen incidir sobre una lámina de oro muy delgada. Tras
atravesar la lámina las partículas chocan contra una pantalla
recubierta interiormente de sulfuro de zinc, produciéndose un
chispazo. De esta forma era posible observar si las partículas sufrían
alguna desviación al atravesar la lámina.
¿Qué es una partícula ?
(ver iones)
Las llamadas “partículas ” son unas partículas muy pequeñas, con
carga eléctrica positiva y con una masa 7.000 veces superior a la del
electrón.

*
La mayor parte de las partículas atravesaban la lámina de oro sin
sufrir ninguna desviación.
*
Muy pocas (una de cada 10.000 aproximadamente) se desviaba un
ángulo mayor de 10 0 (trazo a rayas)
*
En rarísimas ocasiones las partículas rebotaban (líneas de
puntos)
La interpretación dada por Rutherford fue la siguiente:
*
Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto no
deberían observarse desviaciones ni rebotes de las partículas
incidentes. Éstas atravesarían limpiamente los átomos sin
desviarse.
*
Para que las partículas se desvíen deben encontrar en su
trayectoria una zona (núcleo) en la que se concentre carga de
signo positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de las
partículas 
*
La zona en la que se concentra la masa y la carga positiva debería
de ser muy pequeña comparada con la totalidad del átomo.
*
Los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo.

Modelo planetario de átomo propuesto por Rutherford en 1911
La crisis del modelo de Rutherford
El modelo de átomo planetario propuesto por Rutherford mostró pronto
algunos inconvenientes teóricos que lo hacían inviable:
*
C ontradecía la teoría electromagnética de Maxwell. Según
esta teoría una carga eléctrica acelerada debería de emitir ondas
electromagnéticas.
Un electrón al girar en círculos alrededor del núcleo debería emitir,
por tanto, ondas electromagnéticas. Dicha emisión provocaría una
pérdida de energía que haría que el electrón describiera órbitas de
radio decreciente hasta caer sobre el núcleo. El modelo atómico de
Rutherford era, por tanto, inviable desde el punto de vista de la
física clásica.
*
No daba una explicación satisfactoria a los espectros atómicos. Si
encerramos en un tubo hidrógeno o helio y sometemos el gas a
voltajes elevados, el gas emite luz. Si hacemos pasar esa luz a
través de un prisma, los colores que la constituyen se separan
dándonos el espectro de la luz analizada.
Pronto se concluyó que la emisión de luz podría deberse a que los
electrones absorbían energía de la corriente eléctrica y saltaban a
órbitas superiores para, a continuación, volver a caer a las órbitas
más próximas al núcleo emitiendo el exceso de energía en forma de
energía luminosa.
Esta interpretación conducía, sin embargo, a afirmar que los espectros
deberían de ser continuos, ya que al existir órbitas de cualquier
radio (y energía) todos los saltos son posibles. La experiencia, por
el contrario, mostraba que los espectros de los átomos son
discontinuos. Constan de rayas de diversos colores sobre un fondo
negro (ver imagen).

El inicio de la Física Cuántica. Modelo atómico de Bohr (1913)
C on el fin de resolver los problemas acumulados sobre el
modelo de átomo planetario, y para explicar el espectro del átomo de
hidrógeno, Niels Bohr propone en 1913 un nuevo modelo atómico
sustentado en tres postulados:
1.
Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, éste no
emite energía. Las órbitas son consideradas como estados
estacionarios de energía. A cada una de ellas le corresponde una
energía, tanto mayor, cuanto más alejada se encuentre del núcleo.
2.
No todas las órbitas son posibles. Sólo pueden existir aquellas
órbitas que tengan ciertos valores de energía, dados por el número
cuántico principal, n. Solamente son posibles las órbitas para las
cuales el número cuántico principal (n) toma valores enteros: n =
1, 2, 3, 4…. Las órbitas que se correspondan con valores no
enteros del número cuántico principal, no existen.
3.
La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior,
de energía E2, a otra inferior, de energía E1, se emite en forma
de luz. La frecuencia (f ) de la luz viene dada por la expresión:

h (constante de Planck) = 6,62. 10 – 34 J.s

Los cálculos basados en los postulados de Bohr daban excelentes
resultados a la hora de interpretar el espectro del átomo de
hidrógeno, pero hay que tener en cuenta que contradecían algunas de
las leyes más asentadas de la Física:
*
El primer postulado iba en contra de la teoría electromagnética de
Maxwell, ya que según esta teoría cualquier carga eléctrica
acelerada debería de emitir energía en forma de radiación
electromagnética.
*
El segundo postulado era aún más sorprendente. En la física
clásica era inaceptable suponer que el electrón no pudiera orbitar
a determinadas distancias del núcleo, o que no pudiera tener
determinados valores de energía. La afirmación era equivalente a
suponer que un objeto que describe circunferencias atado a una
cuerda, no puede describir aquellas cuyo radio no sea múltiplo de
dos (por ejemplo).
*
El tercer postulado afirmaba que la luz se emitía en forma de
pequeños paquetes o cuantos, lo cual a pesar de que ya había sido
propuesto por Planck en 1900, no dejaba de sorprender en una época
en la que la idea de que la luz era una onda estaba firmemente
arraigada.
El átomo de Bohr era, simplemente, un síntoma de que la física
clásica, que tanto éxito había tenido en la explicación del mundo
macroscópico, no servía para describir el mundo de lo muy pequeño, el
dominio de los átomos.
Posteriormente, en la década de 1920, una nueva generación de físicos
(Schrödinger, Heisenberg, Dirac…) elaborarán una nueva física, la
Física Cuántica, destinada a la descripción de los átomos, que supuso
una ruptura con la física existente hasta entonces.
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