REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELAMINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA DEFENSA

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITECNICA DE LA FUERZA ARMADA BOLIVARIANA

NÚCLEO FALCÓN – EXTENSIÓN PUNTO FIJOCATEDRA: QUIMICA GENERAL

INGENIERIA NAVAL 2A

PROFESOR REALIZADO POR:

Ing. Claudia Vargas Daniel A. Malaver C. 5.193.390

Punto Fijo, Septiembre 2012

INTRODUCCIÓN

El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar las

semejanzas y diferencias entre las propiedades químicas de los elementos.

Además la mayoría de las reacciones químicas implican una reorganización de la

estructura electrónica externa de los átomos. En este trabajo iniciaremos el

estudio de los modelos atómicos que permiten conocer la distribución de los

electrones en los átomos; desde el modelo de Thomson, pasando por el modelo

de Bohr hasta llegar al modelo atómico propuesto por la mecánica cuántica,

modelo que es el aceptado actualmente. Destacaremos la descripción de los

electrones a través de los números cuánticos y los orbitales estacionarios.

TEORIAS ATÓMICASDemócrito, fue el que dio origen a la teoría atómica, él decía que la materia

estaba formada por pequeñas partículas indivisibles, de distintas formas y

tamaños, y es por eso que las llamo átomos, que en griego significa “indivisible”.

El que sentó las bases a esta teoría fue John Dalton su modelo atómico

postulaba:

La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos,

que son indivisibles y no se pueden destruir.

Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio

peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen

pesos diferentes.

Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las

reacciones químicas.

Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones

simples. 

Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones

distintas y formar más de un compuesto. 

Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más

elementos distintos. 

Sin embargo desapareció ante el modelo de THOMSON, ya que no explica

los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o

protones (p+).

El modelo de Thomsom.Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo

de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada

positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo

parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo

explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los

átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los

electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era

suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en

un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran

cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa

de estas partículas.

Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos

catódicos por un campo eléctrico y uno magnético.

Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de

rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo

magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la

trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética

eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.

El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la

desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos

catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de

cualquier ion.

Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman

los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir,

partículas subatómicas a las que llamó electrones.

Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le

extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida.

El átomo que representa éste modelo es un átomo estacionario por la

inmovilidad que presentan los electrones.

Modelo de Rutherford 

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los

resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford

en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene

que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a

diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el

cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los

electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o

elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es

la percepción más común del átomo del público no científico. Rutherford predijo la

existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior

(Thomson), no se habla de éste.

Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias

incongruencias:

Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las

cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según

las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el

electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y

llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia

se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.

No explicaba los espectros atómicos.

Donde:

El átomo está constituido por un núcleo central que es la región donde se

encuentran las cargas positivas, y alrededor se encuentra el electrón.

El electrón se encuentra girando alrededor de del núcleo; describiendo

órbitas circulares de forma similar a los planetas que giran alrededor del sol;

denominándose Sistema planetario en miniatura.

La fuerza centrífuga que desarrolla al girar el electrón, contrarresta la fuerza

de atracción electrostática que ejerce el núcleo (+) sobre el electrón (-).

El diámetro del átomo es aproximadamente unas 10000 veces mayor que el

diámetro del núcleo. Por lo tanto, el átomo es prácticamente hueco, al

poseer espacios interatómicos.

El modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su

nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la

estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se

observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el

núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía

conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas

sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones

de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es

todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la

materia.

El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de

Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. El

electrón de un átomo de hidrógeno describe órbitas circulares, pero los radios de

estas órbitas no pueden tener cualquier valor.

Consideremos un átomo o ión con un solo electrón. El núcleo de carga Ze

es suficientemente pesado para considerarlo inmóvil, la fuerza eléctrica hace el

papel de fuerza centrípeta.

En el modelo de Bohr solamente están permitidas aquellas órbitas cuyo

momento angular está cuantizado.

Su momento angular cumple: m v r = n h / 2p

Donde n es lo que llamamos número cuántico principal (n=1 para la primera

órbita, n=2 para la segunda....)

La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor

energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de

Planck:

Ea - Eb = h · n

Mediante este postulado Bohr logró explicar las líneas del espectro del hidrógeno.

Radio de las órbitas estacionarias de los átomos

De acuerdo al modelo atómico de Bohr, el átomo de hidrógeno consiste en

un núcleo relativamente pesado, formado por un protón, que tiene carga eléctrica

e positiva, y un electrón, con carga eléctrica -e, orbitando alrededor del núcleo.

Uno de los postulados dice: de todas las órbitas electrónicas, solamente

están permitidas aquellas para las cuales el momento angular del electrón es un

múltiplo entero de ħ = h / 2 π.

Un estado estacionario es aquel en el cual la densidad de probabilidad no

varía con el tiempo. Vamos a ver que una consecuencia es que los estados

estacionarios tienen una energía definida, es decir, son autofunciones del

Hamiltoniano del sistema.

Un estado estacionario no está sujeto a cambio o decaimiento (a un estado

de menor energía). En la práctica, los estados estacionarios no son "estacionarios"

para siempre. Realmente se refieren a autofunciones del Hamiltoniano en el que

se han ignorado pequeños efectos perturbativos.

Esto implica que el único estado estacionario de verdad es el estado

fundamental.

Energía de los Estados Estacionarios

El átomo de hidrógeno consta de un núcleo (+) y a su alrededor gira en forma

circular un electrón (-), de tal manera que la fuerza centrífuga contrarreste la

fuerza de atracción electrostática.

El electrón sólo gira en determinadas órbitas de radios definidos, llamados

también niveles cuantificados de energía.

Mientras los electrones permanezcan en un mismo nivel de energía

(llamados estados estacionarios por Bohr) no ganan ni pierden energía.

Un electrón puede cambiar de un nivel a otro dentro de un mismo átomo

ganando o perdiendo una cantidad de energía igual a la diferencia existente

entre ambos estados. De este modo, todo cambio energético del electrón

corresponderá a saltos que haga entre los estados estacionarios.

Un átomo sólo emite energía cuando un electrón salta de un nivel de energía

superior a otro inferior y absorbe energía en caso contrario. La energía

emitida o absorbida por el átomo recibe el nombre de fotón o cuanto de luz.

La línea roja en el espectro atómico es causada por el salto del electrón de la

tercera a la segunda órbita

La línea verde azulada en el espectro atómico es causada por electrones

saltando de la cuarta a la segunda órbita.

Núcleo y electrones periféricos.

El Núcleo

Estos no intervienen en las combinaciones químicas, no lo hacen en el

enlace intraatómico. ¿Cuál es su función? Ya conocemos su aporte de Masa

Inercial y Gravedad celular. Con todo, este aporte podemos considerarlo pasivo.

Seguramente los Núcleos y sus componentes no fueron creados para servir de

blanco en los aceleradores de partículas.

Tampoco como componentes de armas atómicas ni generadores de

energía. Desde su aparición como condensación de la Nube Cuántica potencial,

su función está establecida. Desde el Núcleo, se determina, organiza, regula y

combina la actividad de los electrones, en relación a los átomos vecinos.

Una de las pocas funciones hasta ahora reconocidas es la proveer del

mecanismo que permite a los elementos químicos poseer capacidad magnética o

negarla, dependiendo si sus Espines pueden ser orientados o permanecer

confundidos.

A este respecto, el hecho que puedan ser alineados usando influencia

magnética exterior, implica cierta movilidad de los nucleones, dentro de la

estructura del Núcleo.

Electrones periféricos

Antes de entrar de lleno a definir la palabra electrón es importantísimo que

establezcamos el origen etimológico de la misma. En concreto, podemos

establecer que la misma procede del término griego elektrón que significaba

“ámbar”.

Se conoce como electrón a la partícula esencial más liviana que compone

un átomo y que presenta la menor carga posible en lo referente a la electricidad

negativa. Se trata de un elemento subatómico que se sitúa en torno al núcleo del

átomo, formado por neutrones y protones.

Los electrones se encargan de establecer las atracciones existentes entre

los átomos y producen, a través de su movimiento, corriente eléctrica en la

mayoría de los metales. Fueron advertidos por el físico británico Joseph John

Thomson (1856-1906), aunque su existencia ya había sido postulada por el

científico George Johnstone Stoney (1826-1911).

Este último, un físico y matemático de origen irlandés nacido en Oakley

Park en el año 1826, es quien está considerado como la persona que acuñó el

término electrón. Además de por este hecho ha pasado a la historia por ser uno de

los científicos más importantes gracias a sus trabajos sobre la estructura de la

materia y el número de Avogadro que le valieron para obtener el prestigioso

Premio Nobel.