Línea de tiempo
400 a.C.: el filósofo griego Demócrito sustentaba que todo lo que existe está formado por pequeñisimas partículas invisibles e indivisibles. A estas partículas las llamó átomos (del griego, indivisible). Aristóteles, uno de los pensadores más grandes de aquella época, rechazó dicha teoría y consideraba que la materia estaba formada por los cuatro elementos: aire, agua, fuego y tierra.
300 aC a 1803 d.C.: Química llamada Alquimia.
1803 dC: J. Dalton retoma el concepto de átomo (indivisible y macizo) .
1897 d.C.: Thomsom descubre el electrón por lo tanto al átomo se lo considera divisible.
1904 d.C.: J. Thomson → Idea de átomo (macizo, divisible y es estructura)
1910 d.C : Experiencia de la lámina de oro: Cambia el concepto del átomo: es vacío→ el núcleo es maciso y los electrones tienen una masa insignificante.
1911 d.C: Aparece el concepto de núcleo atómico. G. Rutherford → Idea de átomo (divisible, no macizo: el núcleo 100.000 + pequeño que el diámetro del átomo)
1913 d.C : N Bohr→ Idea de átomo (el electrón gira alrededor del núcleo a cierta distancia no pierde energía. Bohr además cuantifica el átomo)
1920 d.C : Rutherford descubre el protón
1926 d.C : Primeras ideas del modelo atómico actual
1930 d.C : Chadwich descubre el neutron.
Los primeros modelos atómicos
El modelo de Thompson
Joseph John Thompson en 1904, luego del descubrimiento del electrón elaboró un nuevo modelo atómico. Sabiendo q la masa de los electrones es mucho menor a la del átomo sostuvo que la gran mayoría de la masa de un átomo es una masa de carga positiva distribuida por todo el átomo con los electrones distribuidos al azar en su interior.
El modelo de Rutherford
En 1911, Ernest Rutherford realizó un experimento con una lamina de oro, que “bombardeó” con partículas a. La gran mayoría de estas atravesaba la delgada lamina sin ningún problema, con lo cual se demostraba que el átomo en su mayoría era espacio vacío (descartó modelo de Bohr). Sin embargo, Rutherford se dio cuenta de que “una de cada 10.000 partículas rebotaba”. Este experimento demostró que el modelo macizo de Thompson debía ser descartado. En caso de que fuera un átomo macizo no debían presentarse desviaciones en las partículas a. Entonces se llegó a las siguientes conclusiones:
- Casi toda la masa del átomo se concentra en una región densa cargada positivamente, llamada núcleo atómico.
- A distancias relativamente grandes, se encontraban los electrones que rodeaban el núcleo desplazándose a través de órbitas definidas. El resto del átomo debía estar vacío ya que por ahí pasaban las partículas a.
- El número de electrones presentes en el átomo es justo el necesario para neutralizar la carga positiva del núcleo.
El modelo de Bohr
Los espectros: Cuando hacemos pasar un haz de luz por un medio transparente como un prisma de vidrio, éste emerge descompuesto en sus colores constitutivos. A este conjunto de colores constitutivos se lo llama espectro. Los espectros obtenidos por la dispersión de la luz emitida por las sustancias se denominan espectros de emisión. Pueden usarse ara identificar a la sustancia emisora. Los espectros producidos por átomos en estado gaseoso, que están constituidos por líneas separadas entre sí, se denominan espectros de líneas. Suministran mayor información sobre el átomo.
Los postulados del modelo de Bohr: En 1913, el danés Niels Bohr, en el laboratorio de Rutherford, elaboró dos postulados para su teoía acerca del átomo.
Postulado 1 (órbitas permitidas): El electrón sólo puede moverse en algunas órbitas definidascirculares en las cuales no emite ni absorbe energía (órbitas permitidas). Cada órbita permitida está caracterizada con un número natural n=1 ; 2 ; 3… denominado número cuántico principal.
Postulado 2 (saltos electrónicos): El electrón sólo gana o pierde energía si “salta” de una órbita permitida a otra, absorbiendo o emitiendo un fotón. Cuando el átomo recibe un estímulo externo (luz, calor, etc.) el electrón absorbe energía y salta a otra órbita superior. Cuando desaparece el estímulo, pierde energía y vuelve a una órbita más cercana a núcleo.
Modelo atómico moderno
Para el modelo moderno los electrones presentan un comportamiento ondulatorio. La zona de máxima probabilidad donde se ubica el electrón se denomina orbital. En un átomo pueden existir varios orbitales y estos se diferencian en la forma, orientación y tamaño. Existen 4 tipos de orbitales que se clasifican con las letras: S, P, D y F. Para poder estimar la ubicación de un electrón en el átomo se utilizan parámetros denominados: números cuánticos. La resolución de los números cuánticos nos permiten armar la regla de las diagonales. Orbital ≠ nivel.
Máximo nº de electrones por orbitales y por nivel:
S: 2 Nivel 1: 2 Nivel 5: 32
P:6 Nivel 2: 8 Nivel 6: 18
D:10 Nivel 3: 18 Nivel 7: 8
F:14 Nivel 4: 32 Nivel 8 :2
Ejemplo: Átomo de hierro: p=26; e=26 (se usan los electrones);n=30
C.E (configuración electrónica): 1s; 2s;2p; 3s; 3f; 4s; 3d;
D.E (distribución electrónica): Cuántos electrones hay en cada orbital:2;8;14;2
Significado de los números cuánticos:
Nº cuántico principal: Se representa con la letra “n” y está indicando en que nivel energético está ubicado el orbital “n”. Puede tomar los siguientes valores: 1 al 8. A mayor n mayor distancia al núcleo.
Nº cuántico secundario: Se representa con la letra “l” y está indicando la forma del orbital. Los orbitales se clasifican con las letras: S, P, D, F y éstos también se pueden representar con los números: S =0; P =1; D =2; F =3. El primer nivel se puede ubicar la cantidad de orbitales cuyos valores estén entre 0 y n-1.
Nº cuántico magnético: Está representado con (m1), e indica la cantidad de orientaciones que puede tener un orbital. En cada orientación pueden entrar como máximo 2 electrones desde –l hasta +l
(s)=0
(p): 1 = [-1; 0; 1] → 2 para cada disposición: 6 en total.
(d):2= [-2;-1; 0; 1; 2] → 2 para cada disposición: 10 en total
(f):3= [-3; -2; -1; 0 1; 2; 3] → 2 para cada disposición: 14 en total
Nº cuántico Spin: Está indicando la cantidad de electrones que pueden entrar por orbital. Su capacidad máxima es de 2 electrones: uno giraría en sentido horario (+1/2) y otro antihorario (-1/2).
Regla de Hund: Establece que ante la presencia de orbitales similares os electrones primero se ubican semiocupando estos orbitales y luego los terminan ocupando. Los electrones se representan con flechas y se ubican dentro de las casillas. Flecha hacia arriba indica electrón con spin positivo y flecha hacia abajo con spin negativo.
Cada electrón posee 4 números cuánticos que lo caracterizan. Por ejemplo: el último electrón ubicado para el átomo de azufre presenta los siguientes números cuánticos: n =3; l =1; m =-1; ms =-1
Principio de exclusión de Pauli: Establece que un átomo nunca puede haber 2 electrones con los mismos números cuánticos. Se denomina electrón diferenciador al último ubicado en la configuración electrónica.
1) S= 2) P= 3) D=
| 0 |
| -1 | 0 | 1 |
| -2 | -1 | 0 | 1 | 2 |
4)F:
| -3 | -2 | -1 | 0 | 1 | 2 | 3 |
Por ejemplo: Indicar los nº cuánticos del electrón diferenciador en el átomo de arsénico:
As: e=33
Ce:1s;2s;2p;3s;3p;4s;3d;4p
| ↑ | ↑ | ↑ |
N:4;
l:1;
m1:1;
ms:+1/2
