Models Atòmics: Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr i Quàntic

Naturalesa elèctrica de la matèria

John Dalton va proposar la teoria atòmica, afirmant que la matèria està formada per àtoms.

Primers models atòmics

Model de Thomson

Descrivia l'àtom com una esfera amb càrrega positiva (+) amb electrons incrustats (-), resultant en una càrrega neutra.

Conclusions:

• Electrització: L'esfera guanya o perd electrons.
• Formació d'ions: Un àtom neutre guanya o perd electrons.

Model de Rutherford

Consistia a bombardejar una làmina molt fina d'or amb partícules alfa (nuclis d'heli) provinents d'un material radioactiu.

Nucli atòmic i descobriment del neutró

Rutherford es va adonar que havien d'existir unes partícules a l'àtom semblants al protó però sense càrrega elèctrica. James Chadwick va descobrir aquestes partícules neutres: els neutrons.

Nombres atòmic i màssic

• Nombre atòmic (Z): Nombre de protons.
• Nombre màssic (A): Suma de protons (Z) i neutrons (n).

Isòtops

Dos àtoms són isòtops quan pertanyen al mateix element (mateix Z) però tenen un nombre diferent de neutrons (diferent A).

Espectres atòmics

• Espectre continu: Si la llum del sol es fa passar per una escletxa i després per un prisma, s'observa l'arc de Sant Martí.
• Espectre discontinu (o de línies): Si el que es fa passar pel prisma és la llum emesa per un element molt calent, s'obté una sèrie de línies de colors sobre un fons negre.
• Espectre d'emissió: Registra l'energia que emet un cos en forma de llum (franges de colors característiques de cada element).
• Espectre d'absorció: Registra l'energia que absorbeix un cos (línies o franges negres sobre un fons continu).

Model de Bohr

Bohr va idear un model atòmic nou que explicava els espectres atòmics i resolia els problemes del model de Rutherford.

Postulats de Bohr

1. L'electró gira únicament en unes òrbites circulars estacionàries on no emet energia.
2. L'energia de l'electró en cada òrbita està quantificada (determinada) i és més gran com més allunyada està del nucli.
3. L'electró pot absorbir prou energia per saltar de la seva òrbita a una altra de superior (estat excitat). Quan deixa de rebre energia, torna a l'òrbita inicial emetent l'energia absorbida en forma de llum (fotó).

Nombre màxim d'electrons per nivell:

El nombre màxim d'electrons per nivell d'energia és 2n² (on n és el número del nivell).

Conclusió:

Malgrat que el model només es podia aplicar amb precisió a l'àtom d'hidrogen, va suposar un gran avenç.

Modificacions del model de Bohr

• Primera modificació (Sommerfeld): Arnold Sommerfeld va dur a terme assajos sobre espectres i va proposar òrbites el·líptiques a més de les circulars (subnivells d'energia), modificant i completant el model de Bohr.
• Segona modificació (Efecte Zeeman): Pieter Zeeman va observar que les línies espectrals es desdobleguen en presència d'un camp magnètic. Això es va justificar per l'existència de diferents orientacions espacials de les òrbites (nombre quàntic magnètic).
• Tercera modificació (Spin): Es va postular que en cada orbital pot haver-hi fins a dos electrons com a màxim, i cadascun gira sobre si mateix (spin), amb sentits oposats.

Configuració electrònica

Ordre d'ompliment dels orbitals segons el diagrama de Moeller: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s...

Un nou model per a l'àtom: Model Mecanoquàntic

Al segle XX ja se sabia que la llum podia comportar-se unes vegades com una ona i unes altres com si estigués formada per petits corpuscles materials (dualitat ona-corpuscle). Louis de Broglie va estendre aquesta idea i va suposar que els electrons també podien comportar-se com una ona.

Principi d'incertesa de Heisenberg

No és possible conèixer simultàniament amb tota precisió la posició i la velocitat (o moment lineal) d'un electró.

Orbital atòmic

És la zona de l'espai al voltant del nucli on la probabilitat de trobar un electró és molt alta (superior al 90-95%).