TEORIA
ATOMICA
Historia: modelos atómicos

Puede decirse que la química nace como ciencia
a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con
la formulación por Lavoisier, Proust y Dalton,
tras la experimentación cuantitativa de
numerosos procesos químicos, de las leyes
clásicas de la química:
Descubrimientos fundamentales que respaldan la
existencia del átomo y su estructura

1808
John
Dalton

La imagen del átomo
expuesta por Dalton
en su teoría atómica,
para explicar las leyes
de la Quimica, es la
de minúsculas
partículas esféricas,
indivisibles e
inmutables, iguales
entre sí en cada
elemento químico.

Publicó sus
ideas sobre el
modelo
atómico de la
materia Los
principios
fundamentales
de esta teoría
son:

1. La materia está formada
por minúsculas partículas
indivisibles llamadas
átomos.

2. Hay distintas clases de
átomos que se distinguen por
su masa y sus propiedades.
Todos los átomos de un
elemento poseen las mismas
propiedades químicas. Los
átomos de elementos distintos
tienen propiedades diferentes.


3.Los compuestos
se forman al
combinarse los
átomos de dos o
más elementos en
proporciones fijas y
sencillas. De modo
que en un
compuesto los
átomos de cada
tipo están en una
relación de
números enteros o
fracciones
sencillas.
4.En las reacciones
químicas, los átomos
se intercambian de
una a otra sustancia,
pero ningún átomo de
un elemento
desaparece ni se
transforma en un
átomo de otro
elemento.

1897
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.
Al que llamó

¨budín de pasas¨

1911
E. Rutherford

Dedujo que el átomo
debía estar formado
por una corteza con
los electrones girando
alrededor de un
núcleo central cargado
positivamente.

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.


1913
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.
Modelo atómico del hidrógeno
propuesto por Bohr
Postulados de la teoría del quantum:
1.- Los e se mueven en orbitas de
energía definidos,
 2.- Mientras conserven su orbita, no
absorben ni desprenden energía.
 3.- Los e pueden pasar a un nivel menor
o mayor, siempre y cuando absorban o
desprendan la energía necesaria.
 4.- Cuando los e absorben o desprenden
energía lo hacen en cantidades unitarias
llamadas ¨cuantos¨.
Representó a los niveles de energía con
la letra ¨n¨, que toma valores enteros
de 1,2,3,…

Modelo Atomico de Schrödinger

En 1926, Schrödinger, partiendo de ideas de
Plank y Luis Broglie y las matematicas de
William Rowam Hamilton, desarrollo un
modelo matematico en donde aparecen tres
parlamentos: n, l y m.
En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la
relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes
modificaciones al modelo de Bohr:
 Los electrones se mueven alrededor del núcleo
en órbitas circulares o elípticas.
 A partir del segundo nivel energético existen dos
o más subniveles en el mismo nivel.
 El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
1926, físico alemán Werner Heisenberg,
después de haber diseñado varios
experimentos hipotéticos para
determinar con precisión la posición y
velocidad del electrón, llegó a la
conclusión de que esa determinación era
imposible.
¨Es imposible determinar con precisión y
simultáneamente su posición y velocidad
de un electrón ya que al precisar su
posición su velocidad se altera y
viceversa.


Es posible deducir donde se encuentra un
electrón, por medio de los números
cuánticos.

n, l, m y s

El número cuántico principal (n) describe
el tamaño del orbital, por ejemplo: los
orbitales para los cuales n=2 son más
grandes que aquellos para los cuales n=1.
Puede tomar cualquier valor entero
empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.

El número cuántico del momento angular
orbital (l) describe la forma del orbital
atómico. Toma valores desde 0 hasta n-1.
Por ejemplo si n=5, los valores de l
pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4.
l
l
l
l

=
=
=
=
0
1
2
3
orbital
orbital
orbital
orbital
s (sharp)
p (principal)
d (diffuse)
f (fundamental)

El número cuántico magnético (ml),
determina la orientación espacial del
orbital.
Se denomina magnético porque esta
orientación espacial se acostumbra a
definir en relación a un campo magnético
externo.
Toma valores enteros desde -l hasta +l.
Por ejemplo, si l=2, los valores posibles
para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.

El número cuántico de espín (s), sólo puede
tomar dos valores: +1/2 y -1/2.
Principio de construcción de Auf Bau
En un átomo los electrones buscan su acomodo
primero en aquellos subniveles de menor
energía, es decir, aquellos en que su valor de n +
l sea menor.
Principio de exclusión de Pauli.
En un átomo no puede haber dos electrones
con los cuatro número cuánticos iguales.

Regla de Hund.
Al llenar orbitales de igual energía (los tres
orbitales p, los cinco orbitales d, o los siete
orbitales f) los electrones se distribuyen,
siempre que sea posible, con sus espines
paralelos, es decir, desapareados.

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