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Daniela, Julia, Marta y Sofía

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Primera idea: como cualquier idea, surge de pura curiosidad. Los primeros que empezaron a pensarla, fueron unos filósofos griegos.

Hablaremos de Mosco De Sidón, fue un pensador fenicio, y se dice que fue el primero en proponer o pensar en la existencia de unas partículas pequeñas antes no pensadas. Hay muy pocos datos sobre el, pero muchos historiadores concuerdan en que existió, de hecho el matemático Isaac Newton pensaba que el origen de la idea del átomo fue del fenicio.

Leucipo en el siglo V a.c  decía que todas las las formas de la materia tenían que estar hechas por un mismo elemento. Decía que si dividíamos la materia durante muchas veces llegaría un momento en el que no se podría dividir más. Llamó a esa materia “ÁTOMO”, un término griego con significado de “no se puede dividir”.

Aristóteles, añadió el “éter” y negó la existencia de los átomos y reconoció la teoría de los 4 elementos, la cual se mantuvo en el pensamiento de la humanidad, duró la edad media y el Renacimiento hasta llegar a Dalton. Hoy en día no forman parte de los elementos químicos actuales.

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John Dalton , es un químico y físico británico que nació el 6 de septiembre de 1766 en Manchester en Gran Bretaña al que se debe la primera fórmula moderna de la teoría atómica. El propuso una teoría atómica que sentó las bases de la química. También descubrió el defecto visual en la persecución de los colores, conocidos como “daltonismo “.Y falleció el 27 de julio de 1844 en  Manchester (Reino Unido).

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Dalton realizó muchos experimentos. Finalmente experimentando con barras de oro, Dalton concluyó que se llegaba a un punto en que la barra de oro no se podía seguir dividiendo más. Para él, esto fue la evidencia de que existía el átomo de oro. Dalton usó esferas como modelos para representar el átomo. Así nace el primer modelo atómico.

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Propuso que toda la materia está hecha de pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos, que imaginó como "partículas sólidas, masivas, duras, impenetrables y en movimiento".

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1. La ley de la conservación de masa establece que, en un sistema cerrado, la materia no se crea ni se destruye. Esto significa que si tenemos una reacción química, la cantidad de cada elemento debe ser la misma en los reactivos y en los productos.

2. Ley de las Proporciones Definidas: sostiene que un compuesto químico siempre está formado por la misma proporción en masa de sus elementos constituyentes independientemente del método de preparación o fuente de obtención.

3. Ley de las proporciones múltiples: Esta ley dice que cuando tienes dos elementos que se combinan para formar diferentes compuestos, si mantienes una cantidad fija de uno de ellos, las cantidades del otro elemento que usas para hacer esos compuestos se pueden expresar como números enteros simples.

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El principal problema es que los átomos son divisibles y pueden subdividirse en partículas subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones, Dalton afirmaba que los átomos eran indestructibles e indivisibles.

Otro problema del modelo original de Dalton es que no toma en cuenta la existencia de isótopos de un elemento. Esto significa que hay variantes de los átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones, aunque tienen la misma cantidad de electrones y protones. Como resultado, estas versiones presentan propiedades químicas muy similares, casi indistinguibles.

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Thomson nació en Cheetham Hill, Reino Unido el 18 de diciembre de 1856.

Thomson investigó la naturaleza de los rayos catódicos y demostró que los campos eléctricos podían provocar la desviación de éstos. Buscando la relación existente entre la carga y la masa de la partículas.

Fue, el primero que identificó partículas subatómicas, y llegó a importantes conclusiones sobre estas partículas cargadas negativamente.

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Thomson realizó el famoso experimento de tubo de rayos catódicos en 1897, que le llevó a descubrir el electrón y desarrollar su modelo del átomo. En este experimento utilizó un tubo de vidrio al que se le eliminó casi todo el aire para crear un vacío parcial, aplicó un voltaje eléctrico a través del tubo, lo que generó un flujo de corriente eléctrica, observó la emisión de rayos luminosos, conocidos como rayos catódicos, que se movían desde el cátodo hacia el ánodo dentro del tubo y colocó dos placas metálicas cargadas en el camino de estos rayos.

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En 1904, Thomson contaba con evidencias suficientes para desarrollar el primer modelo atómico. Según él, el átomo era una esfera de masa positiva uniforme, en la que se encontraban insertas las cargas negativas, lo que explicaba la neutralidad eléctrica de la materia.

Divisible, porque posee partículas en su interior.

Está formado por el electrones que  poseen carga eléctrica negativa.

Consiste en una esfera, uniforme, con carga eléctrica positiva, en la que se encuentran incrustados los electrones.

Es eléctricamente neutro.

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El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la carga en los electrones dentro del átomo. Tampoco pudo explicar la estabilidad de un átomo. La teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo.

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Ernest Rutherford fue un físico y químico neozelandés-británico que nació el 30 de agosto de 1871 en Brightwater, Nueva Zelanda, y falleció el 19 de octubre de 1937 en Cambridge, Reino Unido. Es conocido por sus contribuciones fundamentales a la estructura del átomo. Durante su tiempo en Cambridge, trabajó bajo la supervisión de J.J. Thomson, otro físico. En 1908, ganó el Premio Nobel de Química por sus investigaciones. Rutherford fue director del Laboratorio Cavendish.

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Experimento: el experimento de la lámina de oro que fue diseñado para comprobar el modelo de Thomson. Consistió en disparar partículas de carga positiva a una lamina de oro. La idea era conseguir la estructura del núcleo del átomo, al disparar partículas alfa a la lámina, la mayoría traspasaba pero algunas rebotaban, llegando a la conclusión de que el átomo tenía núcleo. El grosor de la lámina evitó posibles fenómenos de dispersión y así concluir con las conclusiones del experimento

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El modelo de Rutherford propone que el átomo tiene un núcleo en el centro, donde se concentra la carga positiva y casi toda su masa. Esta carga positiva, proveniente de los protones, es equilibrada por la carga negativa de los electrones, que se encuentran en el exterior del núcleo.

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El principal problema del modelo de Rutherford fue que asumió que los electrones giraban en órbitas circulares en torno al núcleo, según esto los electrones se deberían mover a gran velocidad, lo que junto con la órbita que describen los haría perder energía colapsando con el núcleo.

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Bohr estudió física en la Universidad de Copenhague, donde más tarde se convirtió en profesor. Desarrolló su famoso modelo atómico en 1913 que incorporó ideas de la teoría cuántica de Max Planck y la mecánica de Newton. En 1922, ganó el Premio Nobel de Física por sus contribuciones a la comprensión de la estructura atómica y la radiación electromagnética. Bohr fundó el Instituto Niels Bohr en Copenhague, que se convirtió en un centro líder de investigación en física teórica y experimental.

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Bohr llego a la conclusión de que existían diferentes niveles de energía donde los electrones saltaban de un nivel a otro liberando o absorbiendo energía.

Para sacar esta conclusión, Bohr se basó en la ecuación de Planck que consiste en que la energía es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación, según la constante de proporcionalidad, h , que es la llamada constante de Planck.

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Bohr describe que los electrones giran alrededor del núcleo en diferentes órbitas, que se conocen como capas o niveles de energía. En este modelo, la energía de los electrones no es constante. La cantidad de energía que tiene un electrón depende de la órbita en la que se encuentre: las órbitas más cercanas al núcleo tienen menos energía, mientras que las más alejadas tienen más.

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El modelo atómico de Bohr propone que en un átomo los electrones se encuentran en niveles de energía específicos, conocidos como órbitas o capas. Estos electrones pueden moverse entre las órbitas, pero solo pueden hacerlo al absorber o emitir cantidades exactas de energía, que corresponden a la diferencia de energía entre las capas.

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Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld; Königsberg, 1868 - Munich, 1951) Físico y matemático alemán que introdujo en el modelo atómico de Bohr las órbitas elípticas de los electrones para explicar la estructura fina del espectro. Arnold Sommerfeld ejerció la docencia primero en la Escuela Técnica de Aquisgrán y en la Universidad de Berlín, y, posteriormente, en la Universidad de Munich, donde transcurrió la mayor parte de su carrera científica y docente.

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Descubrió que en algunos átomos los electrones llegaban a tener velocidades próximas a la de la luz. Es decir, un átomo, podía tomar casi la velocidad de la luz. Para confirmar, si esto era o no posible, decidió retomar su investigación. Para la época, este fue un momento de confusión. Ya que, nunca había sida adaptada la teoría de la relatividad a una teoría atómica.

Es de esta forma, que el físico Sommerfeld da paso a un nuevo enfoque en la teoría atómica. Algo que hasta ese momento, no tenía precedentes.

Como ya mencionamos anteriormente, el modelo atómico de Sommerfeld. Se centra principalmente en mejorar las deficiencias y eliminar los huecos del modelo atómico de Bohr.

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Descubrió que en los electrones de ciertos átomos se alcanzaban velocidades cercanas a la de la luz. Realizó los cálculos para electrones relativistas. Los electrones se mueven alrededor del núcleo del átomo, en órbitas circulares o elípticas.

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Su modelo solo funcionaba para átomos con un solo electrón y, en algunos casos, para átomos de metales alcalinos. Sin embargo, no era aplicable al átomo de helio, que cuenta con dos electrones. Además, no proporcionaba detalles sobre cómo se distribuían los electrones en el átomo. El modelo permitía calcular las energías de los niveles permitidos y las frecuencias de la radiación emitida o absorbida durante las transiciones entre esos niveles, pero no daba información sobre la duración de dichas transiciones.

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Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger fue un físico y filósofo austríaco, naturalizado irlandés, que realizó importantes contribuciones en los campos de la mecánica cuántica y la termodinámica. Recibió un Premio Nobel de Física en 1933. Schrödinger nació en Erdberg, una localidad cercana a Viena, en 1887.

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1. Experimentos de difracción de electrones: Demostraron el comportamiento ondulatorio de los electrones.

2. Principio de incertidumbre de Heisenberg: Estableció que no se pueden conocer simultáneamente la posición y el momento de una partícula.

3. Modelo de Bohr: Proporcionó una idea inicial sobre niveles de energía cuantizados en átomos.

4. Espectros atómicos: Las líneas espectrales respaldaron la idea de que los electrones ocupan niveles de energía discretos.

5. Mecánica cuántica: Los conceptos de otros físicos, como Louis de Broglie, sobre la dualidad onda-partícula también influyeron en el desarrollo de la teoría.

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El modelo de Schrödinger conocido como el modelo mecánico cuántico o el modelo ondulatorio, fue desarrollado en la década de 1920. Este modelo se basa en la mecánica cuántica y describe los electrones no como partículas con trayectorias definidas, sino como ondas.

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1. Interpretación de la función de onda: No proporciona información directa sobre la posición del electrón, solo probabilidades.

2. Falta de relatividad: Es un modelo no relativista, limitado para átomos pesados donde se requieren efectos relativistas.

3. Fenómenos no explicados: No aborda completamente el spin de los electrones ni el principio de exclusión de Pauli.

4. Complejidad computacional: Resolver la ecuación para sistemas de varios electrones es complicado y requiere aproximaciones.

5. Limitaciones en sistemas complejos: Dificultades para describir moléculas y sólidos sin métodos adicionales.

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La tabla periódica es un cuadro que organiza todos los elementos químicos conocidos de acuerdo con sus propiedades físicas y químicas. Fue creada por el químico ruso Dmitri Mendeléiev en 1869 y es considerada una de las invenciones más importantes en química. Esta tabla es fundamental para entender cómo se comportan los elementos y se usa ampliamente en química y otras ciencias.

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La configuración electrónica describe cómo están distribuidos los electrones de un átomo en los diferentes orbitales y niveles de energía. Con esta información, es posible determinar la posición de un elemento en la tabla periódica y, en consecuencia, conocer sus propiedades, como la electronegatividad y su nombre. Para establecer la configuración electrónica, se emplea el diagrama de Moeller, que es efectivo para muchos elementos, pero pierde precisión en átomos más grandes.

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Que son los números cuánticos y los orbitales

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Que son los números cuánticos y los orbitales

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El orbital atómico es la zona alrededor del átomo donde es más probable encontrar un electrón. Los electrones se mueven en orbitales dentro de diferentes niveles de energía, en la nube electrónica que rodea al núcleo del átomo, formado por protones y neutrones.

El principio de incertidumbre de Heisenberg señala que no es posible conocer con exactitud la posición de los electrones debido a su movimiento ondulatorio. La ecuación de Schrödinger, usando tres números cuánticos, define los tipos de orbitales. El número cuántico principal "n" indica el nivel de energía y tamaño del orbital (n = 1, 2, 3...). El número cuántico "l" define los subniveles de energía y el tipo de orbital (l = 0 a n-1). El número cuántico magnético "m" señala la orientación espacial del orbital (m = -l a +l, incluyendo 0).

Orbital s: tiene forma esférica y su número cuántico secundario es l = 0. Su número cuántico magnético es 0, y puede albergar 2 electrones.

Orbital p: tiene dos lóbulos a lo largo de un eje. Su número cuántico secundario es l = 1, y posee tres orientaciones magnéticas (-1, 0, 1), con capacidad para 6 electrones.

Orbital d: tiene formas variadas. Su número cuántico secundario es l = 2, y tiene cinco orientaciones (-2, -1, 0, 1, 2), albergando 10 electrones.

Orbital f: tiene una forma multilobular. Su número cuántico secundario es l = 3, con siete orientaciones, y puede contener 14 electrones.

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1. Números cuánticos: Estos describen las propiedades de los electrones en un átomo, incluyendo su nivel de energía, subnivel y orientación.

2. Estructura electrónica: Representa cómo se distribuyen los electrones en los orbitales atómicos. Se suele escribir utilizando notación como 1s² 2s² 2p⁶, etc.

3. Diagramas de orbitales: Visualizaciones que muestran la disposición de los electrones en diferentes orbitales y niveles de energía.

4. Teoría de la relatividad y mecánica cuántica: Fundamentos matemáticos que explican el comportamiento de las partículas subatómicas y su interacción.