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Modelo atomico de Democrito-Leucipo(450 A.C)

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Modelo atomico de Democrito-Leucipo(450 A.C)

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Sostenia que el universo esta formada por una particula indestructible llamada atomo del griego A=sin, Tomo=Division

Democrito y Leucipo propusieron la primera teoria atomica llamada la "Discontinuidad de la Materia". Según el atomismo mecanicista de Leucipo, la realidad está formada tanto por átomos como por el vacío.
Defiende que toda la materia no es más que una mezcla de elementos que poseen las características de inmutabilidad y eternidad, y, por tanto, impercetibles para los sentidos, a las que Demócrito llamó átomo.

CARACTERÍSTICAS

Los atomos son fisicamente indivisibles

entre cada atomo hay un espacio vacio

Los atomos son indestructibles

los atomos estan continuamente en movimiento

hay muchos tipos de atomos

Limitaciones

El átomo no es sólido, sino que tiene una estructura interna, al estar conformado por electrones, protones y neutrones. Estos últimos a su vez forman el núcleo atómico.

Un átomo de oxígeno en el agua no es distinto al átomo de oxígeno en cualquier otra sustancia. Leucipo y Demócrito creían que los átomos de cada sustancia eran especiales y únicos, es decir, había átomos de agua, de madera, de hierro y así.

El átomo no es invisible ni tampoco indivisible. En realidad algunos átomos inestables se fragmentan emitiendo energía y partículas: son los átomos radiactivos.

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Hipotetizó que la ley de la conservación de masa y la ley de las proporciones constantes podían explicarse con el concepto de átomo. Propuso que toda la materia está hecha de pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos, que imaginó como "partículas sólidas, masivas, duras, impenetrables y en movimiento".

Los atomos eran las particulas mas pequeñas de la materia fue visualizarlos como esferas solidas y duras Modelo de bola de billar

CARACTERÍSTICAS

Toda la materia esta hecha de atomos

Los atomos son invisibles e indestructibles

Todos los atomos de un elemento dado son identicos

Los atomos de diferentes elementos varian en masa y propiedades

Los compuestos estan conformados por una combinacion de dos o mas tipos de atomos diferentes

Una reaccion quimica es una reorganizacion de atomos

Ley de proporciones multiples

¿Qué limitaciones y errores tenía la teoría atómica de Dalton?

No todos los átomos de un elemento son iguales ya que un átomo puede tener varios isótopos.

Los átomos no están llenos por dentro.

La partícula más pequeña conocida no es un átomo.

Así como no todos los átomos de un elemento son iguales, no todas las moleculas de un compuesto son iguales.

Los átomos se pueden descomponer como resultado de reacciones nucleares.

Uno de los eventos que contradice la opinión de que los átomos no se pueden fragmentar y reconstruir es que los átomos irradian particulas alfa.

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Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo, suspendidos en una nube de carga positiva, según Thomson, 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. Este modelo fue conocido con budín de pasas.
el modelo del “Pudín con pasas” representó un paso importante en el desarrollo de la teoría atómica ya que incorporó partículas subatómicas y nuevos descubrimientos, como la existencia del electrón, e introdujo la noción del átomo como una masa no inerte y divisible.

Limitaciones y Errores del modelo atómico de Thomson.

El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la carga en los electrones dentro del átomo.

No pudo explicar la estabilidad de un átomo.

La teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo.

Los protones y los neutrones aún no eran descubiertos y Thomson un científico serio se basó principalmente en crear una explicación con los elementos científicamente probados en la época.

Las principales características del modelo atómico de Thomson

Thomson descubrió los electrones a través de sus experimentos con tubos de rayos catódicos.

En su modelo el átomo está formado por electrones de carga negativa incrustados en una esfera de carga positiva como en un "pudin de pasas".

Los electrones están repartidos de manera uniforme por todo el átomo.

El átomo es neutro de manera que las cargas negativas de los electrones se compensan con la carga positiva.

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Existe un centro muy denso con carga positiva y electrones muy pequeñas con carga negativa que orbitan alrededor del núcleo.

La mayor parte de la masa atómica se concentra en el núcleo, de mayor tamaño y mayor peso que el resto de las partículas, y dotado de carga eléctrica positiva.

Alrededor del núcleo y a grandes distancias de él se encuentran los electrones, de carga eléctrica negativa, que lo orbitan en trayectorias circulares.

La suma de las cargas eléctricas positivas y negativas de un átomo debería dar cero como resultado, es decir, deberían ser iguales, para que el átomo sea eléctricamente neutro.

Limitaciones que se pudieron resolver con el avance del conocimiento y la tecnología:

No se podía explicar cómo era posible que en el núcleo atómico se mantuvieran unidas un conjunto de cargas positivas, pues deberían repelerse, ya que son todas cargas del mismo signo.

No se podía explicar la estabilidad del átomo, pues al considerar los electrones de carga negativa que gira alrededor del núcleo positivo, en algún momento estos electrones debían perder energía y colapsar contra el núcleo.

Los resultados inesperados del experimento, hicieron concluir a Rutherford que el átomo tenía un centro con una fuerte carga positiva que cuando un partícula alfa intentaba pasar era rechazada por esta estructura central.

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Aportaciones históricas:

El modelo de Bohr fue el primero en reconocer el concepto de la mecánica cuántica en la estructura electrónica de un átomo de hidrógeno y, además, develó cómo era la estabilidad de los átomos.

La teoría clásica sostenía que un electrón (con carga negativa) que orbitaba alrededor de un núcleo (con carga positiva) emitía energía electromagnética, y perdía velocidad hasta caer sobre el núcleo.

Pero las pruebas experimentales no evidenciaban el proceso planteado por la teoría clásica. A partir del modelo de Bohr y del trabajo de varios físicos más, lograron resolverlo.

En 1916 el físico alemán Arnold Sommerfel optimizó el modelo atómico de Bohr respecto a que los electrones giraban en órbitas circulares para agregar que, además, podían girar en órbitas elípticas más complejas.

Al concepto de mecánica cuántica propuesto por Bohr, se le agregó el modelo cuántico no relativista del físico austríaco Erwin Schrödinger, en 1926, cuya teoría contemplaba a los electrones como ondas estacionarias de materia que tenían probabilidad de estar en un lugar determinado o en otro.

En 1927 los físicos alemanes Max Born y Werner Heisenberg aportaron al concepto de probabilidad de Schrödinger el principio de incertidumbre, que establecía que no se podía conocer de manera simultánea la posición y la velocidad del electrón. Por lo tanto, no se podía saber su trayectoria con exactitud.

A través de estos aportes generales y de diversos estudios y teorías de otros físicos y matemáticos, se logró resolver el dilema planteado por la teoría clásica que resultaba incomprobable desde las pruebas experimentales.

Características específicas:

En 1913, Niels Bohr propuso la teoría de Bohr utilizando las líneas espectrales del átomo de hidrógeno y la teoría cuántica de Planck. A la luz de esta información, los postulados de Bohr se pueden resumir de la siguiente manera:

·         Los electrones de un átomo se mueven en órbitas a cierta distancia del núcleo. Cada estado estable tiene una energía constante.

·         A cualquier nivel energético estable, el electrón se mueve en una órbita circular. Estas órbitas se denominan niveles de energía o capas.

·         Mientras el electrón está en uno de sus estados estacionarios, el átomo no emite luz ( radiación). Sin embargo, cuando pasa de un nivel de energía alto a un nivel de energía más bajo, emite un cuantos de luz igual a la diferencia de energía entre los niveles.

·         Los niveles estables en los que es posible el movimiento de electrones se designan con letras de la K a la Q.

Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado.

Según el modelo atómico de Bohr, el electrón en movimiento circular al nivel de energía más cercano al núcleo es estable, no emite luz. Si se le da suficiente energía al electrón, el electrón saltará a un nivel de energía más alto que el nivel de energía en el que se encuentra.

En este estado el átomo es inestable. Para estabilizarse, el electrón vuelve a su antiguo nivel energético, lanzando un Fotón (partícula de rayo / onda) con una energía igual al nivel de energía que recibió.

Limitantes:

·         Únicamente se aplica con éxito al átomo de hidrógeno. Los intentos por aplicarlo a átomos más complejos no dieron resultado.

·         No responde por qué algunas órbitas son estables y otras no. El hecho de que la energía en el átomo estuviera cuantizada funcionaba muy bien, pero el modelo no proporcionaba una razón, y eso era algo que causaba incomodidad a los científicos.

·         Otra limitación importante es que no explicaba las líneas adicionales emitidas por los átomos en presencia de campos electromagnéticos (efecto Zeeman y efecto Stark). O por qué algunas líneas del espectro eran más intensas que otras.

·         El modelo de Bohr tampoco considera efectos relativistas, los cuales es necesario tomar en cuenta, puesto que experimentalmente se determinó que los electrones son capaces de alcanzar velocidades bastante cercanas a la de la luz en el vacío.

·         Da por sentado que es posible conocer con precisión la posición y la velocidad del electrón, pero lo que en verdad se calcula es la probabilidad de que el electrón ocupa una determinada posición.

Pese a sus limitaciones, el modelo tuvo un gran éxito en su momento, no solamente por integrar nuevos descubrimientos con elementos ya conocidos, sino porque puso de manifiesto nuevas interrogantes, dejando claro que el camino hacia una explicación satisfactoria del átomo estaba en la mecánica cuántica.

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Aportaciones históricas:

El principal aporte de Sommerfeld fue el llegar a la conclusión de la diferencia de energía que hay entre los electrones, sin importar que estos estuviesen en un mismo nivel energético, era ocasionada a la existencia de subniveles energéticos dentro de cada nivel.

Sommerfeld se basó en la Ley de Coulomb para poder asegurar que si un electrón era sometido a una fuerza inversamente proporcional al cuadrado de la distancia, la trayectoria descrita debería ser elíptica y que no tenía que ser siempre de forma circular.

Utilizó la teoría de la relatividad de Einstein para tratar de forma diferente a los electrones, y poder de esta forma evaluar su comportamiento en función de las velocidades alcanzadas por dichas partículas fundamentales.

Características específicas:

Después de varios meses de estudios aplicando la ley de Coulomb y la teoría de la relatividad para explicar las deficiencias del modelo de Bohr, en 1916 Sommerfeld anunció dos modificaciones básicas a ese modelo:

·         Las órbitas de los electrones pueden ser circulares o elípticas.

·         Los electrones alcanzan velocidades relativistas, es decir, valores cercanos a la velocidad de la luz.

Sommerfeld definió dos variables cuánticas que permiten describir el momento angular orbital y la forma orbital de cada átomo. Estos son:

·         Número cuántico principal “n”.
Cuantiza el semieje mayor de la elipse descrita por el electrón.

·         Número cuántico secundario “I”.
Cuantiza el eje medio menor de la elipse descrita por el electrón.

Este último valor, también conocido como número cuántico azimutal, se designa con la letra “I” y adquiere valores que van de 0 a n-1, siendo n el número cuántico principal del átomo.

Dependiendo del valor del número cuántico azimutal, Sommerfeld asignó diferentes nombres a las órbitas, como se detalla a continuación:

·         l=0 → orbitals S.

·         l=1 → main orbital orbital orbital orbital p.

·         l=2 → orbital difuso u orbital d.

·         I=3 → fundamental orbital u orbital f.

Además, Sommerfeld indicó que el núcleo de los átomos no era estático. Según el modelo que propuso, tanto el núcleo como los electrones se mueven alrededor del centro de masa del átomo.

Limitantes:

·         Su modelo solo era aplicable a los átomos con un electrón y en muchos aspectos a los átomos de los metales alcalinos como el Li2+, pero no es útil en el átomo de helio, que tiene dos electrones.

·         No explicaba la distribución electrónica en el átomo.

·         El modelo permitió calcular las energías de los estados permitidos y las frecuencias de la radiación emitida o absorbida en las transiciones entre estados, sin dar información acerca de los tiempos de estas transiciones.

·         Ahora se sabe que los electrones no siguen trayectorias con formas predeterminadas como órbitas, sino que ocupan orbitales, regiones del espacio que corresponden a soluciones de la ecuación de Schrodinger.

·         El modelo combinaba de manera arbitraria aspectos clásicos con aspectos cuánticos.

·         No logró explicar el efecto Zeeman anómalo, para esto se necesita el modelo de Dirac, que posteriormente agregó otro número cuántico.

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Obtenido a base de cálculos matemáticos por una serie de ecuaciones complejas. Este modelo atómico se considera un sistema energético en equilibrio.

Está constituido por una parte central, el núcleo, donde se concentra su masa y por una región de espacio exterior, nube electrónica, donde se encuentran los electrones.

Aportaciones históricas

El desarrollo de una rigurosa descripción matemática de las ondas estacionarias discretas que describen la distribución de los electrones dentro del átomo.

El movimiento de los electrones en el átomo correspondía a la dualidad onda-partícula, y en consecuencia, los electrones podían movilizarse alrededor del núcleo como ondas estacionarias.

La ecuación homónima para calcular la probabilidad de que un electrón se encuentre en una posición específica.

Características del modelo

El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia.

La ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material.

Los electrones son considerados como ondas materiales que se dispersan en el espacio.

Los electrones se disponen en orbitales caracterizados por un conjunto de tres números cuánticos.

Ecuación de Schrödinger

H ̂Ψ=EΨ

Donde
E: constante de proporcionalidad.
Ψ: función de onda del sistema cuántico.
Η ̂: operador Hamiltoniano.

Incorpora en forma apropiada el comportamiento del electrón. Ésta llega a una serie de soluciones que describen los estados de energía permitidos del electrón. Esta considera barios aspectos:

La existencia de un núcleo atómico, donde se concentra la gran cantidad del volumen del átomo.

Los niveles energéticos donde se distribuyen los electrones según su energía.

La dualidad onda-partícula

La probabilidad de encontrar al electrón

Gato de Schrödinger

Un gato, junto con un matraz que contiene un veneno y una fuente radiactiva, se coloca en una caja sellada. Si un contador Geiger detecta la radiación, el frasco se rompe, liberando el veneno que mata al gato. La interpretación de la mecánica cuántica de la Escuela de Copenhague implica que, después de un tiempo, el gato está al mismo tiempo vivo y muerto.

Limitantes

No es posible estimar la posición ni la energía de un electrón. En consecuencia, los científicos reconocen que la estimación de la ubicación del electrón dentro del átomo es inexacta.

No contempla el spin de los electrones, y tampoco considera las variaciones del comportamiento de electrones rápidos debido a efectos relativistas.

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Este modelo está basado en la mecánica cuántica y es el modelo más aceptado en la actualidad, debido a la precisión de sus predicciones y su relativa sencillez.

Aportaciones históricas

Este modelo es la evolución de varios modelos atómicos anteriores, como el modelo de Rutherford y el de Bohr.

El núcleo es 1/100000 veces el tamaño del átomo.

Erwin Schrödinger propuso el modelo mecánico cuántico del átomo, el cual trata a los electrones como ondas de materia.

Características

Basado en la mecánica cuántica no-relativista, no cabe el  concepto de órbitas electrónicas al estilo de sistemas planetarios.

El comportamiento del electrón a la escala de los átomos es prominentemente ondulatorio, mientras que a nivel macroscópico, como los electrones que se mueven en los tubos de rayos catódicos de los antiguos televisores, predominando el comportamiento corpuscular.

Los electrones alrededor del núcleo están esparcidos en zonas denominadas orbitales atómicos, cuya forma y extensión dependerá del nivel de energía de los electrones y del momentum angular.