DALTON

El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado entre 1803 y 1807 por John Dalton.

El modelo permitió aclarar por primera vez por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiométric

as fijas (Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples). Por ejemplo 12 g de carbono (C), pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido de carbono (CO) o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar dióxido de carbono (CO2). Además el modelo aclaraba que aun existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos. En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química de fines del siglo XVIII y principios del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:

·         La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

·         Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes. Comparando las masas de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad propuso el concepto de peso atómico relativo.

·         Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.

·         Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

·         Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

·         Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas “átomos”. Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian.

Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones.

Por otro lado, los átomos de elementos diferentes son diferentes.

Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos.

Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas simples.

Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

La hipótesis de John Dalton, que afirmaba que los elementos en estado gaseoso eran monoatómicos y que los átomos de los elementos se combinaban en la menor proporción posible para formar átomos de los compuestos, lo que hoy llamamos moléculas, generó algunas dificultades. Por ejemplo, Dalton pensó que la fórmula del agua era HO. En consecuencia de esto se realizaron cálculos erróneos sobre la masa y peso de algunos compuestos básicos.

En 1805, Gay-Lussac y Alexander von Humboldt mostraron que el agua estaba formada por dos hidrógenos y un oxígeno. En 1811, Amedeo Avogadro concretó la exacta composición del agua, basándose en lo que hoy se conoce como Ley de Avogadro y la evidencia de la existencia de moléculas diatómicas homonucleares. No obstante, estos resultados fueron ignorados en su mayor parte hasta 1860. Esto fue, en parte, por la creencia de que los átomos de un elemento no tenían ninguna afinidad química hacia átomos del mismo elemento. Además, algunos conceptos de la disociación de moléculas no estaban explicados en la Ley de Avogadro.

En 1860, en el Congreso de Karlsruhe sobre masas estables y pesos atómicos, Cannizzaro revivió las ideas de Avogadro y las usó para realizar una tabla periódica de pesos atómicos, que tenían bastante similitud con los actuales valores. Estos pesos fueron un importante prerrequisito para el descubrimiento de la Tabla periódica de Dmitri Mendeléyev y Lothar Meyer.

Hasta la segunda mitad del siglo XIX no aparecieron evidencias de que los átomos fueran divisibles o estuvieran a su vez constituidos por partes más elementales. Por esa razón el modelo de Dalton no fue cuestionado durante décadas, ya que explicaba adecuadamente los hechos. Si bien el modelo usualmente nacido para explicar los compuestos químicos y las regularidades estequiometrias, no podía explicar las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos tal como aparecieron en la tabla periódica de los elementos de Mendeleiev (esto sólo sería explicado por los modelos que suponían el átomo estaba formado por electrones dispuestos en capas). El modelo de Dalton tampoco podía dar cuenta de las investigaciones realizadas sobre rayos catódicos que sugirieron que los átomos no eran indivisibles sino que contenían partículas más pequeñas cargadas eléctricamente.

APORTES AL MODELO MECÁNICO CUÁNTICO

Aporte de Einstein

El aporte mas importante y por el cual gano el premio nobel es el descubrimiento del efecto fotoeléctrico que un tipo de interacción de la radiación electromagnética con el material y en el rango de energía mas bajas

Aporte de Plank 

Colaboro con la hipótesis que lleva su nombre. La hipótesis de Plank dice, que la energía de mide o absorbe en forma de pequeños " cuantos" de energía . Paquetes infinitesimales de energía. Esto se tomo en cuenta para la elaboración definitiva del modelo mecanocuantico del átomo ya que supuso una revolución, porque se creía que la energía estaba acuatizada hasta ese momento, lo que resolvía muchos problemas para la elaboración de la teoría.

Aportes de Heinserberg

Elaboro el principio de incertidumbre, el cual explicaba que no se puede conocer con cual precisión, la velocidad y la posición de una partícula. Debido a esto se avanzo sobre la teoría atómica, sobre todo con el concepto de orbital, que esta relacionado con las investigaciones de Schrödinger. 

Aporte de Broglie

En 1923 basandose en la explicacion del efecto fotoelectrico de Einstein, precisó de todas las formas de materia que tienen propiedades de onda y partícula. Dualidad de la materia.

Aporte de Schrödinger. 

Dedujo la exprecion de funcion de onda e introdujo un nuevo concepto en la teoria cuantica y en toda la fisica: el concepto de probabilidad fisica. Asi en su funcion de onda, se pudo observar como dicha funcion indicaba la probabilidad de encontrar al electron a una determinada particula en un atomo, por lo que se elimino el concepto de orbita para pasar a designar al area de probabilidad como orbita atomico.

El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, embebidos en éste al igual que las pasas de un budín. A partir de esta comparación, fue que el supuesto se denominó "Modelo del budín de pasas”. Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad.

El nuevo modelo atómico usó la amplia evidencia obtenida gracias al estudio de los rayos catódicos a lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los procesos químicos, postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos catódicos sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga negativa. El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo de Thomson aunaba las virtudes del modelo de Dalton y simultáneamente podía explicar los hechos de los rayos catódicos.

Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford, que sugería que la carga positiva estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que se conoció como núcleo atómico. El modelo atómico de Rutherford, permitió explicar esto último, develando la existencia de un núcleo atómico cargado positivamente y de elevada densidad.

Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr, Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado.

Modelo atómico de Rutherford: (1911)

En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en:

• Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo).

• Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.

Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco.

Ernest Rutherford mantiene la idea de que el átomo se compone por una parte negativa y positiva. Pero añade que la parte positiva del átomo se encuentra en el núcleo. Rutherford explico que en el núcleo se encuentra la mayor parte de masa atómica, y que los electrones se mueven en torno al núcleo ocupando un espacio vacío, y formaban el volumen total del átomo. Con su experimento Rutherford dijo que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo y que la carga positiva de los protones era igual en número a la carga negativa de los electrones.

Insuficiencias del modelo de Rutherford:

1- Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.

2- No explicaba los espectros atómicos.

El modelo atómico del físico Rutherford (modelo o teoría sobre la estructura del átomo) fue propuesto por el químico y físico Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro".

Este modelo fue históricamente importante, en la comprensión de la materia. La idea básica que introdujo Joseph Thomson para formular el modelo era que los átomos poseen electrones, pero sostenía que estos se encontrarían girando alrededor de un núcleo central. En ese núcleo se concentraría toda la carga positiva del átomo y casi toda la masa, y su tamaño debía ser muy pequeño en comparación al de todo el átomo.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidos. No obstante, los resultados de su experimento, permitieron calcular que el radio del átomo era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, lo que hace que haya un gran espacio vacío en el interior de los átomos.

El modelo atómico de Rutherford fue sustituido muy pronto por el de Bohr, que utilizó algunas de las hipótesis iniciales de la mecánica cuántica para describir la estructura de las órbitas de los electrones.

La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer la existencia de un núcleo en el átomo. Término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos. Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo.

Modelo atómico de Bohr: (1913)

1. Los electrones giran en orbitas en las que el radio de una cualquiera de estas órbitas no puede tener valor. Sólo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón, L, sea múltiplo entero (n) de la constante h/2π, lo que implica que la distancias del electrón al núcleo estén cuantizados, introduciendo la teoría de Planck. Aparece así el número cuántico principal "n" que está relacionado con el tamaño de la órbita (a mayor valor de n, órbita más grande). La órbita o nivel de energía más baja corresponde a n=1 y se llama nivel fundamental o capa K.

2. Si un electrón se mueve en una órbita estacionaria, no emite energía. Orbita estacionaria: orbita que contiene un número exacto de longitudes de onda asociada al electrón, es decir, aquella cuya longitud sea múltiple de la onda electrónica: 2πr=hλ

3. Si el electrón pasa de una órbita a otra de menor radio emite un cuanto de radiación cuya energía es ΔE=hf.

Insuficiencias del modelo de Bohr:

1. El modelo de Bohr explica satisfactoriamente las rayas espectrales del hidrogeno pero no la de elementos con más electrones (átomos multielectronicos) ya que se vio con aparatos más sofisticados que en realidad cada raya espectral estaba en realidad subdividida en varias.

2. Tampoco explica el efecto Zeeman (desdoblamiento de las rayas espectrales al someter al átomo a un fuerte campo magnético)

democrito 

La teoría atómica de Dalton establecía una serie de postulados fundamentales: los elementos están formados por átomos, partículas materiales minúsculas que no pueden crearse, destruirse ni dividirse; todos los átomos de un determinado elemento son idénticos, tanto en la masa como en sus demás propiedades; los átomos se combinan entre sí en proporciones simples, expresables en números enteros, para formar "átomos compuestos" (lo que hoy llamamos moléculas, concepto que sería introducido por Amadeo Avogadro); todos los "átomos compuestos" de una misma sustancia son idénticos, tanto en la masa como en sus demás propiedades.

La ley de las proporciones múltiples y la hipótesis atómica condujo al mismo Dalton al primer intento de confeccionar un instrumento de utilidad fundamental para la química: una tabla de masas atómicas, que apareció ya en la primera parte del Nuevo sistema de filosofía química. Dalton eligió el hidrógeno como patrón para la tabla de masas atómicas y dio al átomo de ese elemento una masa de 1. Naturalmente, podría haber elegido cualquier otro elemento y cualquier otro valor para su masa atómica, pero el hidrógeno era el más ligero de los elementos y el 1 es el número que permite establecer comparaciones con más facilidad.

Errores de la Teoría de Dalton 

teoría atómica de Dalton dice:Los átomos son partículas que no se pueden subdividir por ningún procedimiento químico, es decir son indivisibles.

Postulado incorrecto ya que una serie de investigaciones que empezaron en la década de 1850 y que se extendieron hasta el siglo XX, demostraron que los átomos en realidad poseen estructuras internas, es decir están formados por partículas mas pequeñas que el mismo átomo en cuestión, llamadas partículas Subatómicas. Dicha investigación condujo al descubrimiento de tres de esas partículas: el electrón, el protón y el neutrón.