Teoría de DaltonDespués de muchos planteamientos de la constitución de la materia solo en el año 1809, John Dalton 1766-1844 un profesor ingles de química publico una obra revolucionaria en la cual rescataba las ideas formuladas por Demótrico y Leucipo dos mil años atrás. En su obra, Nuevo Sistema de la filosofía química planteo la teoría sobre la naturaleza atómica de la materia, en un intento por explicar las leyes químicas de su época.

La teoría de Dalton se conoce como la primera teoría atómica y comprende tres postulados.

- Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos.- Los átomos de un mismo elemento tienen pesos y propiedades iguales, pero son diferentes

de los átomos de los demás elementos .El cambio químico consiste en la combinación, separación o reordenamiento de átomos.

- Los átomos de distintos elementos se pueden unir entre si, en proporciones numéricas simples.

Dalton, además, dio símbolos a algunos elementos. Así, el símbolo del nitrógeno era O, el del carbono O y el del oxigeno O.

A continuación mencionaremos algunos modelos atómicos y las bases que se utilizaron para su postulación.

2- Modelo de Thomson1. Al interior de los átomos

A mediados del siglo XVIII, el estadounidense Benjamin Franklin (1706-1790) estudio el fenómeno de la electricidad, conocido ya desde la época de los griegos y comprobó que los rayos de las tormentas se originaban por descargas eléctricas en el aire. Más tarde, con los trabajos del físico italiano Alessandro Volta (1745-1827) estos conocimientos se incrementaron. Volta fue el inventor de la pila que permitió utilizar por primera vez la corriente eléctrica .A principios del siglo pasado, el trabajo de Volta fue ampliado por el ingles Michael Faraday (1791-1867) al formular las leyes de la electrolisis, la inducción electromagnética y la conducción de la electricidad en los gases.

Durante muchos años, las teorías de la estructura de la materia y de la electricidad se desarrollaron independientemente, pero los experimentos de Davy y Faraday hicieron pensar que existían claras relaciones entre la física y la química.

Hasta principios del siglo XX los hombres de ciencia siguieron admitiendo la teoría de Dalton. Sin embargo, en esta época se realizaron numerosos descubrimientos que hicieron necesario el desarrollo de nuevas teorías atómicas.

Los primeros experimentos realizados con gases sometidos a bajas presiones y a una diferencia de potencial de algunos miles de voltios, fueron realizados por el científico ingles William Crookes, mediante dispositivos llamados tubos de descarga, que sirvieron para el descubrimiento del electrón.

2.2. Los tubos de descarga y el descubrimiento del electrón

que la corriente eléctrica seguía produciendo rayos invisibles.

Estos rayos recibieron el nombre de rayos catódicos porque siempre iban del electrodo negativo (Cátodo) al electrodo positivo (ánodo). Además estos rayos siempre se trasmitían en línea recta.

En 1897, el ingles Joseph Thomson (1856-1940) Los tubos de descarga y el 2.2. Crookes aplico fuertes descargas eléctricas a discos metálicos conectados en los extremos de un tubo gas enrarecido. Cuando la descarga era lo suficientemente grande, se observaban ráfagas e imágenes luminosas en el aire que ocupaba el tubo. Si en vez de aire había otro gas, la luz tomaba un color diferente. Si se elimina el gas que llenaba el tubo, la luz coloreada desaparecía, a pesar de descubrimiento del electrón

dilucido la naturaleza exacta de los rayos catódicos. Observo que los rayos catódicos eran desviados de su trayectoria rectilínea tanto por campos eléctricos como magnéticos. Como la luz ordinaria no es afectada por un imán, estos rayos poseían una propiedad de la materia y no de la luz. Así postulo que los rayos catódicos eran un haz de partículas negativas a las cuales llamo electrones. Thomson hizo pasar estos rayos a través de campos eléctricos y magnéticos determinando así la

velocidad con que viajaban y la relación carga/ masa entre ellos.

El hecho de los electrones se pudieran observar desde el cátodo metálico del tubo de descarga, es decir de la materia demostraba que estas partículas eran partes de los átomos: el átomo indivisible de Dalton como teoría pasaba a la historia.

2.3. Descubrimiento del protón

En 1886, Eugen Golstein (1850-19309 utilizo un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado y observo otro tipo de rayos que procedían del ánodo, estos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior de este. A estos rayos les llamo rayos canales: tenían las propiedades de desviarse por campos eléctricos y magnéticos, su carga era positiva y su relación carga/masa era mucho menor que el valor obtenido para la de los electrones y dependía del gas que tuviera el tubo.

2.4. Modelo de ThomsonEl reconocimiento de electrones y protones como partículas fundamentales de los átomos, permitió a Thomson proponer una nueva teoría atómica conocida como el modelo atómico de Thomson. Recordemos que, en ciencias, un modelo corresponde a la imagen mental o a la representación física que simula algún fenómeno que no podemos ver ni vivenciar directamente.

El modelo atómico de Thomson plantea que el átomo es una unidad fundamental de toda materia, que es neutra y que está formada por igual cantidad de partículas con caga positiva y con carga negativa.

3.5. Modelo atómico de Rutherford. Descubrimiento del núcleo

En 1909 el neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937)llevo a cabo un experimento que demostró que los átomos no eran esferas solidas indivisibles como proponía Dalton.Rutherford diseño un dispositivo mediante el cual bombardeaba laminas muy finas de oro con las partículas alfa emitidas por materiales radioactivos. Observo la mayoría de las partículas atómicas atravesaba la lamina metálica como si esta no existiera y solo unas pocas chocaban con el metal y rebotaban. La magnitud de estas desviaciones no era la misma para todas las partículas y unas pocas eran fuertemente repelidas y su trayectoria se invertía en 180 · (figura 8 ).

Basándose en estos resultados, Rutherford postulo que cada átomo tenía una zona central densa y pequeña a la cual llamo núcleo atómico. El núcleo atómico debía ser positivo, puesto que la partícula alfa, también positiva, eran rachadas al chocar contra los núcleos de los átomos del metal.

3.6. Inconsistencias del modelo de Rutherford

De acuerdo con lo supuesto de la física clásica, toda partícula acelerada, como es el caso del electro cuando gira describiendo una órbita, emite energía en forma de radiación electromagnética. En consecuencia, el electrón perdería energía de forma continua y daría lugar a espectros de emisión continuos, lo cual está en contradicción con lo que se observa en la realidad.

Por otra parte, la perdida continua de energía provocaría que los electrones tuvieran que moverse cada vez más rápido y a distancias del núcleo cada vez más cortas, hasta que finalmente terminaran precipitándose en el núcleo (catastróficamente). Por lo tanto, los átomos no serian estables, mientras que la realidad es que si lo son. En definitiva, si se aceptaran como validos los principios de física clásica, el modelo de Rutherford debía ser desechado.

3.7. Descubrimiento del neutrónRutherford, basándose en el conocimiento de que la partícula alfa tenía una carga de +2 (2 protones) y una masa 4 mayor que la del protón, y que además, la masa de los electrones era muchísimo menor a la de los protones, predijo que debían existir partículas neutras, sin carga y con una masa cercana a la del protón. Años más tarde en 1932, el ingles James Chadwick (1891-1974) comprobó al bombardear átomos de berilios con partículas alfa de alta energía, la emisión de partículas neutras: los neutrones

3.8. IsotoposSe llama numero atómico (2) al número de protones que tienen un átomo y numero másico (A) al número de nucleones (protones y neutrones) que tiene un átomo.

A pesar de tener el mismo número de protones, dos átomos de un mismo elemento pueden tener diferentes números de neutrones. De esta manera los átomos de un elemento siempre tienen el mismo numero atómico pero pueden tener distintos números másicos. Se llaman. Isotopos a los átomos de un mismo elemento que se diferencian en su número másico. Un elemento químico está formado generalmente por una mescla de isotopos.

4 Modelo atómico de Bohr

En 1900, el físico alemán Max Planck revoluciono los conceptos de la época al explicar el fenómeno de la energía radiante.

. La materia está formada por partículas (moléculas, átomos, electrones, etc.) que

oscilan emitiendo energía en forma de radiación electromagnética.

. La energía que emiten estas partículas no pueden tener cualquier valor, sino tan solo

algunos valores que son múltiplos de una cantidad discreta de energía, llamado cuanto

El valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida. Tanto de un cuanto como la frecuencia se relacionan matemáticamente.

La energía solo puede absorberse o emitirse en cuantos completos; es decir, la energía total emitida o absorbida será igual al número entero de cuantos o “paquetes” de energía.

4.2. Modelo átomo de BohrEn 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962), basándose en hipótesis de Planck, realizo otros experimentos para formar un nuevo modelo atómico que resolvía el Problema de la inestabilidad del átomo de Rutherford.

En este modelo de mantener la estructura planetaria propuesta por Rutherfrd, pero se utilizan los principios cuántico sobre la emisión de energía, introduciendo una serie de condiciones sobre el comportamiento del electrón.

Aunque los electrones giran alrededor del núcleo, no todas las orbitas que describen son estable sino tan solo un número limitado de ellas. Es decir, el electrón no puede moverse a cualquier distancia del núcleo, sino a distancias determinadas.

Cuando un electrón se encuentra en un nivel estable, no emite energía. Los electrones solo pueden ganar o perder energía cuando saltan de una órbita a otra.

El modelo de Bohr postula, entonces, que los movimientos de los electrones está condicionado a ciertas orbitas de energía definida. Las orbitas descritas por un electrón o grupos de electrones tienen una determinada distancia del núcleo. Así, mientras más lejos se encuentre un electrón del núcleo, mayor será su energía

Modelo atómico actualEl Modelo atómico actual se construye bajo los siguientes supuestos:

1-Todo electrón en movimiento lleva asociada una onda. El comportamiento del electrón se describe mediante una ecuación llamada ecuación de onda.

2-Puesto que no es posible de conocer todo sobre el electrón durante todo el tiempo, se emplean probabilidades para indicar su posición, velocidad, energía, etc.

3-La energía de los electrones esta cuantizada, es decir solo puede tener ciertos valores y no pueden tener ningún otro.

5.1. La ecuación de Schrodinger y los números cuánticos

En 1926, el físico austriaco Erwin Schrodinger (1887-1961) describió el comportamiento del electrón en un átomo de acuerdo con consideraciones estadísticas. Schrodinger considero que la trayectoria definida del electrón, según Bohr, debe sustituirse por la probabilidad de hallarlo en una zona del espacio atómico, esta probabilidad es también la densidad electrónica o nube de carga electrónica, de modo que las regiones donde exista una alta probabilidad de encontrar al electrón son las zonas de alta densidad electrónica. Bajo este planeamiento, los estados de energía

permitidos para el electrón en el átomo, llamados orbitales, quedan descritos por medio de cuatro números cuánticos.

La ecuación de onda tiene varias soluciones, cada una de las cuales describe una posible situación del electrón en una región determinada del átomo y con cierta energía. Las distintas soluciones de la ecuación se obtienen introduciendo los números cuánticos, cuyos valores varían en la misma. Estas soluciones pueden representarse gráficamente por ser funciones matemáticas. Las graficas delimitan una región del espacio en torno al núcleo, donde la probabilidad donde encontrar un electrón es elevada. Tradicionalmente se llama orbital a cada una de estas zonas. Así, un orbital es una región del átomo donde la probabilidad de hallar un electrón con cierta energía es elevada.

5.2.Los números cuánticosPara describir las características de un electrón situado en un determinado orbital, se necesitan cuatro números cuánticos, que se representan mediante las letras n, l,m1 y ms. El significado físico de estos números, así como los valores que pueden tomar, se describen de la siguiente manera:

Numero cuántico principal (n). Está relacionado con la energía del electrón. Para el átomo de hidrogeno, la energía depende solo de n .si n aumenta, la distancia del electrón al núcleo y la energía que esta partícula posee, también se incrementan. Los valores que pueden tomar n están limitados a los números naturales: 1, 2,3, etc.

Numero cuántico secundario (1).designa la forma del orbital. Los posibles valores de 1 dependen de n, de modo que , para cada valor de n, el numero cuántico 1 puede tomar todos los valores comprendidos entre 0 y n -1. Por ejemplo, si n=4, el numero 1 puede tomar los valores 0,1,2 y 3. Se acostumbran a simbolizar con letras los valores numéricos que puedes tomar el numero cuántico 1, según:

Numero cuántico secundario 0 1 2 3 4

Símbolo del orbita s p d f g

El número cuántico 1 también nos informa sobre la geometría que tiene el orbital. Por ejemplo, un orbital s es un orbital esférico, un orbital p está formado por dos lóbulos, etc.