domingo, 19 de diciembre de 2010

Modelo de Schrödinger

En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones.
es por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.
El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas casi puntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por una fórmula. En la interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que ni la posición ni el movimiento del electrón en el átomo variaba de manera determinista.


Modelo de Sommerfield

El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. Sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el modelo. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.
Además desde el punto de vista teórico Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.
En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas. Todavía Chadwick no había descubierto los neutrones, por eso en el núcleo sólo se representan, en rojo, los protones.
Este conocimiento dio lugar a un nuevo número cuántico: “el número cuántico azimutal”, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra “ l “ y toma valores que van desde 0 hasta n-1.
Valor Subnivel “ l “
- 0 s Sharp
- 1 p principal
- 2 d Diffuse
- 3 f fundamental
Sommerfeld perfecciono el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de este. Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postula que el núcleo del atómo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo.
Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las orbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas. Introduce el número cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,…(n-1),determinando los subniveles de energía en cada nivel cuántico y la excentricidad de la orbita.

Modelo atómico de Bohr

A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba graves inconvenientes.
Por teoría electromagnética, una carga eléctrica moviéndose a cierta velocidad, y atraído por una fuerza, va perdiendo energía progresivamente, por lo cual, al final, por teoría, los electrones perderían toda su energía hasta que se chocarían con el núcleo, con esto, los electrones dejarían de existir. Esto nos lleva a otra conclusión: Si los electrones al final chocan con el núcleo y dejan de existir, luego, los átomos y la materia no existen... esto por suspuesto va en contra la realidad, ya que los átomos y la materia misma existen. Esto supuso el mayor problema de la teoría de Rutherford.
El físico danés Meils Bohr (l.885-l.962), premio Nóbel de Física presento el primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la energía. Supero las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. Ello le llevo a formular un nuevo modelo que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
Este modelo implicaba los siguientes postulados:
1. El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.
2. Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
3. En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una orbita circular alrededor del núcleo.
El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica. Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar.

Modelo atómico de Rutherford

Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nóbel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.
La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180°.
El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy poco en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo. Con este experimento Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.
Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada emite o absorbe radiación electromagnética.
Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Rutherford propuso en el 1.911 este modelo de átomo:
1. El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.
2. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo.
3. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en tomo al núcleo.
4. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces menor)

Modelo atómico de J. J. Thomson

Joseph Thomson (1.856-1.940), Físico británico de a finales del siglo XIX (entonces director del laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge), tras descubrir el electrón, mediante un experimento que consistía en lanzar electrones desde un tubo catódico pasando por un campo magnético y viendo donde golpeaban en la placa de zinc, 1º con el campo magnetico y después sin él.
Tras este descubrimiento planteó algunas hipótesis en 1898 y 1.904, intentando justificar dos hechos:
a. La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.
b. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.
Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa aparecía asociada con la carga positiva (dada la poca masa del electrón en comparación con la de los átomos) y suponiendo que había un cierto número de electrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa de carga positiva (como un pudding con pasas, en el cual los electrones son las pasas).
Fue el primer modelo realmente atómico, referido a la constitución de los átomos, pero muy limitado y pronto fue sustituido por el modelo de Rutherford.

modelo atómico de Dalton

John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:
1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).
Para Dalton los átomos eran esferas macizas.
A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.