Evolución de los Modelos Atómicos y Conceptos Fundamentales

Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Thomson

Basándose en los tubos de descarga de gases, supuso que el átomo tenía una estructura interna. Los electrones, de pequeña masa, estarían incrustados en una esfera de carga positiva, responsable de la mayor parte de la masa del átomo. La imagen del átomo era la de una esfera uniforme con los electrones incrustados. El conjunto era eléctricamente neutro. Este modelo podía explicar la formación de iones: si el átomo pierde electrones, queda cargado positivamente y forma un catión; si el átomo gana electrones, forma un anión.

Modelo Atómico de Rutherford

Estudiaron las desviaciones que sufrían las partículas radiactivas alfa (α) (partículas de masa relativamente elevada y carga positiva). La experiencia consistía en bombardear una lámina muy fina de metal, como el oro, con partículas α que procedían de un material radiactivo. La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, otras sufrían desviaciones menores y otras rebotaban. Si el átomo fuese una esfera uniforme como decía Thomson, esto sería inexplicable.

Estos tipos de radiaciones que se desvían, que no y que un poco, se distinguen en:

• Alfa (α): Partículas de masa relativamente elevada y carga positiva.
• Beta (β): Partículas similares a los rayos catódicos (electrones de gran velocidad) y carga negativa.
• Gamma (γ): Ondas electromagnéticas de muy pequeña longitud de onda que no tienen masa ni carga.

Las observaciones del experimento de Rutherford llevaron a las siguientes conclusiones:

• La mayoría de las partículas α no se desvían, por lo que el átomo es en gran parte hueco.
• Unas cuantas rebotan, por lo que chocan con una pequeña zona de masa cargada positivamente: el NÚCLEO DEL ÁTOMO.
• Algunas sufren desviaciones, lo que se debe a que pasan cerca del núcleo y son repelidas por él.

El núcleo está formado por protones. Los electrones están situados en la corteza a gran distancia del núcleo. El átomo es mayormente hueco. Este es el MODELO NUCLEAR.

Descubrimientos Clave

Descubrimiento del Neutrón

El modelo de Rutherford presentaba una dificultad: la masa de los átomos era aproximadamente el doble que la suma de las masas de los protones que forman el núcleo. Debía existir otra partícula similar a los protones, pero sin carga, a la que se llamó neutrón. Los neutrones, al no tener carga, ayudarían a mantener unidos a los protones en el núcleo, evitando que se desintegrasen como consecuencia de la gran repulsión electrostática a la que están sometidos los protones.

Propiedades de las partículas subatómicas principales:

• Protón (p): Carga +1,602 · 10^-19 C. Masa 1,6725 · 10^-27 kg.
• Neutrón (n): Carga 0. Masa ≈ masa del protón (1,6749 · 10^-27 kg).
• Electrón (e^-): Carga -1,602 · 10^-19 C. Masa 9,1096 · 10^-31 kg.

Conceptos Fundamentales

Número Atómico y Número Másico

NÚMERO ATÓMICO (Z): Es el número de protones que tiene un átomo. Define el elemento químico.

NÚMERO MÁSICO (A): Es la suma del número de protones (Z) y el número de neutrones (N) que tiene un átomo.

A = Z + N

Isótopos

Son átomos de un mismo elemento, con el mismo número de protones (Z), pero diferente número de neutrones (N) y, por ello, distinto número másico (A).

Por ejemplo, el elemento hidrógeno (H) tiene tres isótopos naturales:

• Protio (¹H): Núcleo con 1 protón, 0 neutrones. Masa atómica ≈ 1 u.
• Deuterio (²H): Núcleo con 1 protón, 1 neutrón. Masa atómica ≈ 2 u.
• Tritio (³H): Núcleo con 1 protón, 2 neutrones. Masa atómica ≈ 3 u.

La masa atómica promedio de un elemento se calcula como la media ponderada de las masas de sus isótopos naturales, según su abundancia porcentual:

Masa Atómica Promedio = (a₁ · %₁ + a₂ · %₂ + ...) / 100

Donde a_i es la masa del isótopo i y %_i es su abundancia porcentual.

Espectrógrafo de Masas

Es un aparato destinado a medir las masas de los átomos y, por tanto, la de los isótopos que forman un elemento.

Espectro

Es la descomposición de una radiación luminosa en las distintas radiaciones simples que la forman.

Tipos de Espectro

Espectro Continuo

Formado por una serie ininterrumpida de colores. Se obtiene al hacer pasar luz blanca por un prisma (ej. el arcoíris).

Espectro Discontinuo

Formado por rayos luminosos de diferentes características (longitudes de onda o frecuencias) separados por zonas oscuras. Es característico de los elementos químicos en estado gaseoso.

Espectro Discontinuo de Emisión

Se obtiene cuando una sustancia emite luz (por ejemplo, al calentarla o someterla a una descarga eléctrica). Se ve como líneas brillantes sobre un fondo oscuro.

Espectro Discontinuo de Absorción

Se obtiene cuando luz blanca pasa a través de una sustancia gaseosa fría. La sustancia absorbe ciertas longitudes de onda. Se ve como líneas oscuras sobre un fondo continuo de colores.

Radiaciones Electromagnéticas

Es la energía que viaja por el espacio en forma de ondas (ej. luz visible, ondas de radio, rayos X).

Teorías y Principios

Hipótesis de Planck

La energía no es continua, sino que está formada por pequeñas cantidades indivisibles o paquetes de energía llamados cuantos. La energía ha de ser absorbida o emitida por cuantos completos: el cuanto no se puede fraccionar.

La energía de un cuanto (fotón) es proporcional a su frecuencia:

E = h · ν

Donde h es la constante de Planck (aproximadamente 6,626 · 10^-34 J·s) y ν es la frecuencia de la radiación.

Modelos Atómicos (Continuación)

Modelo Atómico de Bohr

Nuevo modelo que resolvía las dificultades del modelo de Rutherford, basándose en el espectro obtenido para el átomo de hidrógeno y en la hipótesis de Planck.

Postulados de Bohr

Primer Postulado

El electrón solo se mueve en ciertas órbitas circulares permitidas (llamadas órbitas estacionarias), en las que no emite energía. El tamaño de las órbitas estaba cuantizado, por lo que depende de un número entero llamado número cuántico principal (n), que toma valores de 1, 2, 3, 4, 5...

Segundo Postulado

Cada órbita se caracteriza por el valor de su energía. Si un electrón salta de una órbita de mayor energía (E₁) a otra de menor energía (E₂), emite un cuanto de energía (fotón) cuya energía es igual a la diferencia de energía entre las órbitas:

ΔE = E₁ - E₂ = h · ν

Donde ν es la frecuencia del fotón emitido.

Las transiciones electrónicas entre órbitas dan lugar a las series espectrales del hidrógeno. El número entero n indica el nivel de energía o el orden de la serie a la que cae el electrón:

• Serie de Lyman (n=1, transiciones al nivel 1)
• Serie de Balmer (n=2, transiciones al nivel 2)
• Serie de Paschen (n=3, transiciones al nivel 3)
• Serie de Brackett (n=4, transiciones al nivel 4)
• Serie de Pfund (n=5, transiciones al nivel 5)