MODELOS ATMICOS Obj de la clase Entender los

MODELOS ATÓMICOS Obj. de la clase: Entender los modelos atómicos como un proceso de avance en la ciencia.

MODELOS ATÓMICOS

MODELO DE THOMSON, BUDÍN DE PASAS Modelo de fácil interpretación, pero carente de sustento físico. Fue denominado “budín de pasas” Nos hace comprender la electroneutralidad de la materia, pues los electrones se encontraban inmersos y quietos en un espacio mínimo cargado positivamente La comunidad científica al poco tiempo desechó el modelo (fue imposible justificar los enlaces entre átomos ni menos explicaba el comportamiento de las sustancias con carga eléctrica)

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD: Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad de que el haz de partículas α (positivas) colisionara con él era baja. isótopo Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta, las partículas α colisionarían y no podrían atravesar la lámina. Ubicó una pantalla de sulfuro de cinc (detector) detrás de la lámina usada como blanco, con el fin de comprobar si efectivamente las partículas α lograban atravesarla. Fuente radiactiva Las partículas alfa fueron emitidas por un material radiactivo (uranio) dispuesto en un blindaje de plomo.

Resultados: Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de MODELO DE RUTHERFORD (ALUMNO DE THOMSON) , PLANETARIO cada 100. 000 partículas no consiguió atravesar la lámina. El resto prácticamente no se desvió. Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluyó que:

ERRORES EN EL MODELO PLANETARIO DE RUTHERFORD • El modelo no aclaraba la atracción entre el núcleo y los electrones girando a su alrededor. • Según los físicos de la época la atracción núcleo – electrón, aceleraría a este último y lo haría caer inapelablemente al núcleo.

MODELO DE BOHR, DE ESTADO ESTACIONARIO

SALTO CUÁNTICO

ERRORES EN EL MODELO ESTACIONARIO DE BOHR • El modelo sólo logró explicar de manera satisfactoria los átomos hidrogenoides, para aquellos con más de un electrón sólo pudo predecir el número máximo por nivel (2 n 2). El modelo planteaba, además, que la órbita de los electrones era circular (radio fijo). Con esta presunción fue imposible comprender los distintos estados energéticos de los electrones.

• PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG MODELO DE SCHRÖDINGER, MECÁNICO-CUÁNTICO el electrón fuese esta partícula en estudio y si siguiera las leyes clásicas de la física, las incertidumbres se reducirían a cero, así que su posición y momentum serían exactos. Lamentablemente se sabe que el electrón no las leyes de la física clásica así que la incertidumbre se mantiene hasta hoy. Según este principio, ciertas parejas de variables físicas como la posición y la cantidad de movimiento de una partícula no pueden calcularse simultáneamente con un 100% de exactitud, los resultados obtenidos rondan los valores medios y no exactos

Ecuación de la incertidumbre

• En 1924, el joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tenía propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de estas conclusiones, los electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términos de probabilidades.

EL ORBITAL ATÓMICO, ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER Según Schrödinger, si la posición de un electrón no es exacta, entonces, su ubicación puede plantearse en términos de probabilidades (ψ2), de modo que las soluciones a las ecuaciones de onda se denominan “orbitales”. Físicamente corresponde a la zona del espacio donde es más probable que se encuentre al electrón girando. Los orbitales son ocupados por electrones llenando primero los de menor energía y luego el resto.

Orbitales atómicos

Para los científicos estaba claro que: 1. Todos los átomos de un elemento debían tener un núcleo positivo formado por protones y neutrones. 2. El núcleo de cualquier átomo representa un 1% del total de volumen disponible. 3. Los electrones de un átomo están en continuo movimiento alrededor del núcleo, en zonas del espacio permitidas según su energía. 4. Los electrones, mientras permanecen en un nivel, no cambian su energía. 5. Si un electrón aumenta su energía cambiará a un nivel más alejado del núcleo, si disminuye su energía cambiara a un nivel más cercano al núcleo. 6. De acuerdo con los postulados cuánticos existe una zona del espacio donde se ubican los electrones, esta zona se denomina orbital y se determina resolviendo la función de onda asociada a un electrón. 7. Todos los electrones de un átomo tienen igual masa y carga eléctrica pero son distintos en su descripción cuántica.

NÚMEROS CUÁNTICOS El número n corresponde al nivel de energía donde se encuentra el electrón El número l corresponde al orbital, se asocia a la forma espacial de la nube electrónica El número magnético m se relaciona con la orientación espacial del orbital asignado El número s describe el momento angular del electrón, o sea, su sentido de rotación.

• Los valores de n pueden ir desde el 1 hasta el 8 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 y 8 Ejemplo:

• El número l toma valores asociados a n, que van desde 0 (cero) hasta n-1. A cada letra le corresponde un número, por lo tanto

EJEMPLOS

1. MÍNIMA ENERGÍA 2. EXCLUSIÓN DE PAULI 3. MÁXIMA MULTIPLICIDAD PRINCIPIOS DE ENERGÍA Todos los electrones que forman parte de un átomo adoptan los 4 números cuánticos que les permiten tener la menor energía posible. De acuerdo con este postulado el primer nivel de energía contiene sólo 1 orbital (s) y como máximo 2 electrones con espines antiparalelos (distinto sentido de rotación). En palabras más simples, por cada orbital existen sólo 2 electrones en movimiento. Cuando los electrones van llenando los subniveles, cada uno de ellos se va ubicando en orbitales distintos (usando el mismo valor de espín) hasta semicompletar el nivel de energía

• Este número magnético depende del número azimutal y toma valores desde –l hasta +l pasando por cero. ☼ Si l = 0, entonces m = 0 (sólo un valor para el número m, por lo tanto, sólo una orientación)

• Si l = 1, entonces m = -1, 0, +1 (3 valores para el número cuántico magnético, por lo tanto, 3 orientaciones del orbital). Si l = 2, entonces m = -2, -1, 0, +1, +2 (5 valores para el número cuántico magnético, por lo tanto, 5 orientaciones para el orbital)

• Finalmente, si l=3, entonces m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (7 valores para el númer cuántico magnético, por lo tanto, 7 orientaciones distintas para el orbital)

EJEMPLO

En los estudios de espectros de emisión para electrones, los científicos se dieron cuenta que en cada línea de emisión obtenida había en realidad dos líneas muy juntas. Con la ayuda de un campo magnético externo se pudieron separar comprobándose la existencia de 2 campos magnéticos que se asociaron a la rotación del electrón respecto de su propio eje. En términos físicos, si el electrón fuese considerado una esfera dura, tendría 2 posibles sentidos de rotación: horario y antihorario.

EJEMPLO