2 La química nos enseña que existen en la naturaleza básicamente, 92 “sustancias simples” o “elementos” y un gran número de “sustancias compuestas”. Siempre preocupó la idea de cual sería la “naturaleza íntima” de las sustancias. Precisamente fue el filósofo griego Leucipo (-500; ?) y su discípulo Demócrito (-460; -370), quienes por primera vez imaginaron a todo lo existente, como compuesto por partículas “muy pequeñas no divisibles”, que les llamaron átomos. Etimológicamente la palabra “átomo”, proviene del griego “a tomos”, que significa “no divisible”. Actualmente la división del átomo, es conseguida con métodos físicos avanzados, pero al dividirlo, desaparecen las propiedades químicas del elemento original. No obstante, aunque su significado sea lo contrario, se conserva el nombre primitivo. Modelos Atómicos
3 Modelo atómico: Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades. De ninguna manera debe ser interpretado como el “dibujo” de un átomo, sino más bien como el “diagrama conceptual” de su funcionamiento. A lo largo del tiempo existieron varios modelos atómicos, algunos más elaborados que otros, debidos a Demócrito, Dalton, Thomson, Perrin, Rutherford, Bohr, Sommerfeld, Schrödinger y Dirac y Jordan. Finalmente trataremos de pesentar el modelo actual conocido como: “Modelo Estandar”. Modelos Atómicos
4 Podemos entonces definir actualmente al átomo como la parte mas pequeña imaginable, de un elemento o sustancia simple, que conserve las propiedades químicas del mismo. Alrededor de 400 a.A.C. – Modelo atómico de Demócrito. El primer modelo atómico, como ya se mencionó, fue postulado por el filósofo y matemático griego Demócrito. No tenía ninguna imagen concreta, sino que solo era una idea conceptual: “lo que es” (átomos) y “lo que no es” (vacío). Entre las afirmaciones básicas decía que: “Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles; los átomos se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades internas; las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos”. Se oponía a la idea muy antigua, pero generalizada por el filósofo Sócrates (-469; -399), de los cuatro elementos básicos: “tierra, agua, aire y fuego”, ideas que perduraron a través de la Edad Media y hasta el Renacimiento. Modelos Atómicos
5 1808 – Modelo atómico de John Dalton. Nunca en la historia se esbozó siquiera una idea respecto de la supuesta conformación o naturaleza del átomo (ni aún los alquimistas de la edad media). Recién hacia el año 1808 el químico inglés John Dalton (1766-1844), postuló el primer modelo atómico con bases científicas, ya que surgió apoyándose en experimentaciones químicas bien fundamentadas: Toda la materia se podía dividir en dos grandes grupos: los elementos y los compuestos. Los elementos estarían constituidos por unidades fundamentales, que en honor a Demócrito, Dalton denominó átomos. Los compuestos se conformarían por moléculas, cuya estructura viene dada por la unión de átomos en proporciones definidas y constantes. De esto surgió la idea del “Peso atómico químico”. La teoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos eran partículas indivisibles. Pero nada se dijo sobre su naturaleza íntima o su estructura. Modelos Atómicos
6 En 1808 Gay-Lussac (frances;1778-1850), en 1811 Avogadro (italiano; 1776-1856) y en 1833 Faraday (inglés; 1791-1867), contribuyeron con diferentes experiencias y teorías a afianzar la idea del átomo macizo de Dalton, que permaneció vigente prácticamente durante todo el siglo XIX. 1897 – Modelo Atómico de Thomson (o modelo del budín con pasas).. El descubrimiento de los “rayos catódicos” por Hittorf (alemán;1824-1914) en 1869 y las experiencias de Lenard (austro-húngaro; 1862-1947), imaginando al “electrón”, llevaron a J.J.Thomson (inglés;1856-1940) en 1897, a “descubrir realmente al electrón” , con su carga eléctrica negativa. Esto último lo llevó suponer que el átomo era una “masa positivamente cargada y difusa” en la cual estarían “embebidos” los electrones. Modelos Atómicos
7 El modelo atómico de Thomson era concebido como una esfera maciza con carga eléctrica positiva dentro de la cual estaban incluidos los electrones negativos. A principios del Siglo XX este modelo atómico era aceptado normalmente. Modelo Atómico de Perrin: Poco tiempo después que Thomson, Jean Baptiste Perrin (frances 1870 – 1942) que también había investigado los rayos catódicos, introdujo una modificación de la estructura anterior, afirmando que los electrones, como cargas negativas, estaban en la parte exterior de la esfera positiva. No fue ésta una contribución fundamental al modelo atómico anterior, pero estableció una cierta “libertad” para los electrones. Modelos Atómicos
8 1911 – Modelo atómico de Rutherford. Cuidadosas experimentaciones llevaron a Ernest Rutherford (neozelandés- británico; 1871 – 1937) al convencimiento de que el átomo no era macizo sino que era un “inmenso espacio vacío”. En efecto, de acuerdo con este modelo y refiriéndonos al Hidrógeno, (el elemento mas liviano), el átomo estaba formado por un “núcleo central” fijo, con la mayor parte de la masa del átomo y carga eléctrica positiva, llamado “protón”; rodeado por un “electrón” de escasa masa y carga eléctrica negativa, describiendo una órbita circular a gran distancia del núcleo. El equilibrio orbital se debía a la fuerza centrífuga, oponiéndose a la atracción electrostática entre las partículas. Este “pequeño sistema solar en miniatura” es la imagen visual que todos tenemos del átomo moderno. En las figuras que siguen van a quedar mas claras la descripciones anteriores. Modelos Atómicos
m 9 Atomo de Hidrógeno – Modelo de Rutherford – 1911 Electrón (-) Diámetro orbital: 10-10 m Diámetro del núcleo: 10 -15 + Protón (+) Masa del protón: 1,673 . 10-27 kg Masa del electrón: 1/1836 Mp (alrededor de 2000 veces mas pequeño) Modelos Atómicos
+ Atomo de Hidrógeno – Modelo de Rutherford – 1911 Comparación de sus medidas Cabeza de alfiler 500 m Bolita de juegos infantiles Esta imagen justifica la afirmación sobre el átomo, de que es “un inmenso espacio vacío”. Modelos Atómicos 10
• • Átomo de Hidrógeno (H) Un electrón en órbita. Un protón en el núcleo. 1p (+) Modelos Atómicos 11
• • Átomo de Helio (He) dos electrones en órbita dos protones, mas dos neutrones en el núcleo 2 p (+) 2n Se debe señalar que el neutrón , partícula eléctricamente neutra, pero de masa igual a la del protón, fue concebido como idea teórica, necesaria para justificar el peso atómico químico. Recién se descubrió materialmente en 1932 . Modelos Atómicos 12
• • Átomo de Litio (Li) tres electrones en órbitas. tres protones, mas cuatro neutrones en el núcleo. 3 p (+) 4n Modelos Atómicos 13
En general, de aquí en adelante, los átomos de los elementos siguientes van teniendo mas electrones en órbitas, aumentando de a una unidad, hasta llegar al elemento natural mas pesado, el URANIO , que tiene 92 electrones orbitales. Tiene también 92 protones en el núcleo y un número de neutrones que puede variar entre 142 y 146. El número de electrones orbitales, eléctricamente negativos, igual a la cantidad de protones en el núcleo, eléctricamente positivos, caracteriza a un elemento químico y se conoce como: « Número Atómico (Z) » . Asimismo, el número de partículas totales en el núcleo, protones mas neutrones, se denomina: « Peso Atómico (A) » . Modelos Atómicos 14
12 14 U U Átomos del mismo elemento químico, (es decir con igual número atómico), pueden tener núcleos con diferente cantidad de neutrones (distintos pesos atómicos). Estos átomos de igual «Z» pero de diferente «A», se conocen como: « Isótopos » Internacionalmente, se anota un elemento con su símbolo químico, colocando a su izquierda el A como índice y el Z como subíndice. 12 C 12 C 238 92 235 92 Pero para facilitar la escritura suele ponerse el valor del Peso Atómico, directamente a continuación del símbolo. Ejemplos: C 12, O 16, Fe 56, Cu 63, Ag 107, Ag 109, (isótopos de la Plata) U 234, U 235, U 238, (isótopos del Uranio) Modelos Atómicos 15
El átomo de Rutherford nada decía sobre las órbitas de los electrones (salvo que eran circulares). Además contradecía las leyes de Maxwell del electromagnetismo. En efecto los electrones que son partículas eléctricamente cargadas y en movimiento circular (es decir acelerado), deberían, de acuerdo con aquella teoría, emitir continuamente energía en forma de fotones. Por ello los electrones perderían energía y caerían sobre el núcleo del átomo. El modelo de Rutherford era así “inestable”, contrariando la aparente estabilidad de la materia que nos rodea. Por otra parte, no brindaba ninguna explicación sobre fenómenos físicos conocidos, tales como la emisión de espectros ultravioletas, luminosos, infrarrojos o de rayos X, característicos de cada elemento. Modelos Atómicos 16
1913 – Modelo atómico de Bohr Basándose conceptualmente en el modelo de Rutherfod , el danés Niels Bohr (1895 – 1962), enunció un nuevo modelo tal que, admitiendo la “estructura planetaria” anterior, permitiera explicar las contradicciones antes señaladas. Para eso se fundamentó en la incipiente “mecánica cuántica” de Max Plank – (alemán –1858-1947) y las investigaciones sobre “fotoelectricidad” de Albert Einstein – (alemán nacionalizado estadounidense-1879-1955). Su teoría tiene un fuerte apoyo matemático, pero básicamente se afirma en tres postulados: 1. Mientras permanecen en una órbita, los electrones no emiten energía. (enunciado en contradicción con el electromagnetismo clásico). 2. No todas las órbitas son permitidas, sino aquellas que fija una expresión matemática en función de un número entero “n” (n=1; 2; 3; 4; 5; 6 y 7) llamado “número cuántico radial o principal “(cuantificación). 3. Cada órbita define un nivel de energía y solo hay emisión o absorción de ella, cuando un electrón salta de una órbita a otra. (explicación de espectros). Modelos Atómicos 17
a b 1 K 7 Q Niveles permitidos para las órbitas de los electrones del átomo de Hidrógeno, según el modelo de Bohr; (La denominación actual es de 1 a 7; la clásica fue de K a Q). El nivel de energía crece con el diámetro de la órbita permitida (valor de “n”). Al ser excitado desde el exterior, el electrón puede ganar energía (por Ej. salta del nivel 1 al nivel 7 – flecha a). Por el contrario, entrega o emite energía cuando regresa del nivel 7 al 1 (flecha b). Modelos Atómicos 2 3 4 5 6 L M N O P 18
Las explicaciones teóricas del modelo de Bohr coincidieron con la experimentación para el átomo de Hidrógeno, en relación con los espectros de emisión electromagnética de: “ultravioleta” (serie de Lyman); (órbitas 2; 3; 4; 5 y 6 contra nivel 1). “luz visible” (serie de Balmer); (órbitas 3; 4; 5 y 6 saltando a la 2). “infrarrojo cercano” (serie de Paschen); “infrarrojo remoto” (serie de Brackeett); (niveles 4; 5 y 6 con el 3). (niveles 5; 6 y 7 contra la órbita 4). También permitieron justificar la realidad en el caso del Helio, pero aparecían algunas discrepancias al intentar explicar los espectros de emisión de elementos mas complejos. En efecto, en todos los casos aparecían “niveles de energía” que diferían de los previstos. Era como si para una misma órbita existiesen “varios subniveles”. Resultaba evidente que el número “n” era insuficiente para describir todos los estados posibles de un electrón en los átomos de los elementos mas complicados que el Hidrógeno o el Helio. Modelos Atómicos 19
1916 – Modelo atómico de Sommerfeld Teniendo en cuenta los anteriores modelos de Rutherford–Bohr, el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868 – 1951) enunció en 1916 una nueva versión del modelo atómico, introduciendo una visión “relativista”. Generalizó la teoría agregando al “número cuántico principal o radial”de Bohr “n”, un segundo “número cuántico azimutal”, “l”. Esto originó que del anterior concepto de órbitas circulares se pasara a la idea de órbitas “elípticas”, que fue finalmente la única idea válida agregada. La modificación de las órbitas se cumple solo a partir del nivel “n=2” Modelos Atómicos 20
1926 – Modelo atómico de Schrödinger Basándose en la teoría elaborada en 1924, por el físico francés, Louis-Victor de Broglie (1892-1987) sobre la dualidad “onda–corpúsculo” y en la “mecánica cuántica” de Max Planck (alemán 1858-1947), en 1926 el físico austríaco Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger (1887-1961), desarrolló la “mecánica ondulatoria”. En efecto, para de Broglie toda partícula material podía ser considerada como una onda; en forma similar al comportamiento dual de la luz: como onda electromagnética o como “fotón” (postulado en 1905 por Einstein, por aplicación de las ideas de Planck). El principio de “de Broglie” de la “dualidad” es fundamental en la “mecánica cuántica”. Schrödinger consideró a los electrones como “ondas”, aplicó las matemáticas de Hamilton (irlandés 1805-1865) y desarrolló una ecuación de “gran complejidad matemática”. No obstante sólo pudo resolver con exactitud el átomo de hidrógeno y con cierta incertidumbre el átomo de helio. Para resolver átomos distintos se recurrió posteriormente a métodos de resolución aproximados. Modelos Atómicos 21
En el modelo de Schrödinger se abandona la imagen de los electrones como pequeñas esferitas cargadas eléctricamente que giran alrededor del núcleo en órbitas geométricas. En lugar de esto se describe a los electrones como una “función de onda”, el cuadrado de la cual representa la “probabilidad” de encontrar a la partícula en una zona del espacio (alrededor del núcleo). Las “nubes de probabilidad” que remplazan a la idea de las órbitas geométricas circulares o elípticas anteriores, se conocen como “orbitales” y sus formas, en apariencia caprichosas, son también consecuencia de las soluciones matemáticas teóricas de la ecuación de Schrödinger. Modelos Atómicos 22
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Con su ecuación matemática, Schrödinger trató de describir las características de todos los electrones de un átomo, en cuanto a las energías, formas y orientaciones de los orbitales. Para ello introdujo lo que se conoce como “números cuánticos”, que caracterizan las soluciones de la ecuación propuesta. Los números cuánticos son tres: n = número cuántico principal, que indica el “nivel de energía” donde se encuentra el electrón; asume valores enteros positivos del 1 al 7 . l = número cuántico secundario, que indica el “subnivel de energía” del orbital en el que se encuentra el electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 ). m = número cuántico magnético , representa la orientación de los orbitales en el espacio. Modelos Atómicos 24
1930 – Modelo Atómico de Dirac y Jordan. A partir de 1928 Paul A.M. Dirac (inglés, 1902-1984) y Pascual Jordán (alemán, 1902-1980), basándose en la mecánica cuántica ondulatoria, introdujeron una descripción cuántico-relativista del electrón, postulando la existencia de la antimateria. En las ecuaciones aparece el cuarto número cuántico, denominado “s”, además de los ya conocidos "n“, "l" y "m“ (que planteaba Schrödinger). De acuerdo con las transformaciones iniciada por Born y Jordan y desarrollada en toda su amplitud por Jordán y Dirac, se llegó a la conclusión de que la estructura formal de la mecánica cuántica se había integrado. Esto dio lugar a que en los años siguientes se formalizara la actual “teoría de la electrodinámica cuántica”. En 1930, con el cuarto número cuántico, se agregó la forma de los orbitales del subnivel superior y la estructura electrónica de los átomos quedó conformada en forma definitiva. Se había perfeccionado la solución cuántica anterior. Modelos Atómicos
8 Para mayor facilidad en la construcción del “edificio electrónico”, se presenta una tabla que permite conocer la configuración y la localización exacta de los electrones en cuanto a “niveles y subniveles de energía”: 1s2 / 2s 2 2p 6 / 3s 2 3p 6 / 4s23d104p6 / 5s24d105p6 / 6s24f145d106p6 / 7s 2 5f 14 6d 107p6 1 2 3 4 5 6 7 Los siete “niveles” se enfrentan con las “subcáscaras” s, p, d y f. Como índice, se indica en cada caso, el número máximo de electrones que puede contener cada una. Se puede comprobar que cada “nivel energético principal” acepta un número máximo de electrones: Nivel 1 (capa K) 2 Nivel 2 (capa L) Nivel 3 (capa M) 8 Nivel 4 (capa N) 18 Nivel 5 (capa O) 18 Nivel 6 (capa P) 32 Nivel 7 (capa Q) 32 Modelos Atómicos 26
La estructura electrónica de los elementos químicos, agrupados por niveles de energía crecientes de abajo hacia arriba, se muestra en el gráfico: Se separan en siete períodos, de acuerdo con la “Tabla Periódica”. En el extremo derecho se indican las siete “capas” o “cáscaras” cuánticas principales (K; L; M; N; O; P; y Q), mientras que a la izquierda se señalan las “subcáscaras” secundarias (s; p; d y f). Modelos Atómicos 27
1 Átomo de Hidrógeno (H) 1 electrón 1º capa ó nivel : 1p (+) 1s1 Modelos Atómicos 28
2 Átomo de Helio (He) 2 electrones 1º capa ó nivel: 2 p (+) 2n 1s2 Modelos Atómicos 29
2 1 Átomo de Litio (Li) 3 electrones 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 3 p (+) 4n 1s2; 2s1 Modelos Atómicos 30
2 2 Átomo de Berilio (Be) 4 electrones 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 4 p (+) 5n 1s2; 2s2 Modelos Atómicos 31
2 3 Átomo de Boro (B) 5 electrones 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 5 p (+) 6n 1s2; 2s2; 2p1 Modelos Atómicos 32
2 4 Átomo de Carbono (C) 6 electrones 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 6 p (+) 6n 1s2; 2s2; 2p2 Modelos Atómicos 33
2 5 Átomo de Nitrógeno (N) 7 electrones 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 7p (+) 7n 1s2; 2s2; 2p3 Modelos Atómicos 34
2 6 Átomo de Oxígeno 8 electrones 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 8 p (+) 7n 1s2; 2s2; 2p4 Modelos Atómicos 35
2 7 Átomo de Fluor 9 electrones (-) 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 9 p (+) 10 n 1s2; 2s2; 2p5 Modelos Atómicos 36
2 8 Átomo de Neón (Ne) 10 electrones (-) 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 10 p (+) 11 n 1s2; 2s2; 2p6 Modelos Atómicos 37
2 8 1 Átomo de Sodio (Na) 11 electrones 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 3º capa ó nivel: 11 p (+) 12 n 1s2; 2s2; 2p6; 3s1 Modelos Atómicos 38
2 8 4 Átomo de Silicio 14 electrones 1º capa ó nivel: 2º capa ó nivel: 3º capa ó nivel: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2 Modelos Atómicos 14p (+) 14n El núcleo y la 1º y 2º capa, forman el “Casco Atómico” 39
Atomo de Uranio, mostrando los 92 electrones ubicados en 7 niveles o capas. Cada nivel tiene marcados los subniveles. Modelos Atómicos 40
