Desarrollo de los modelos atómicos

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Departamento de Ciencias y Tecnología
Subsector: Química
Profesor: Carlos Donoso E.
Nivel: Primer año Medio
Año: MMXIII
Guía de Apoyo nº2: Introducción a la teoría atómica moderna
Objetivos:
-Describir investigaciones científicas clásicas o contemporáneas relacionadas con la estructura
de la materia.
-Explicar características de los átomos en relación con su modelo
-Diferenciar los conceptos de isótopo, isóbaro, isótono, catión y anión
-Obtener Z, A, números de electrones, protones y neutrones de un elemento a partir de
información del átomo.
-Valorar el conocimiento del origen histórico de conceptos y teorías sobre la estructura de la
materia.
.
Introducción:
Los griegos y el átomo.
En la búsqueda de una explicación sobre la constitución de la materia, los griegos
desarrollaron varias ideas, entre las cuales destacan las planteadas por Aristóteles,
Leucipo y Demócrito.
Aristóteles creía que la materia estaba conformada por la mezcla de cuatro elementos o
fuerzas fundamentales, que denominó: aire, agua, tierra y fuego. Entre estos estaban
estados intermedios por los que la materia pasaba en su proceso de transformación:
caliente, seco, húmedo y frío.
Leucipo en cambio planteo que si la materia era dividida en forma consecutiva, el
proceso no tendría el carácter de infinito, sino que se llegaría a una partícula pequeña e
invisible que ya no podría seguir dividiéndose. Más tarde Demócrito bautizó a esta
partícula como átomo.
Sin embargo, este primer “modelo” constituye el resultado de aplicar el pensamiento
racional sobre los hechos observados, sin la comprobación experimental que suele
acompañar a nuestros conocimientos actuales. Es por tanto, un “modelo no empírico”.
El modelo de Dalton.
La primera comprobación experimental de las propiedades de los átomos que
caracterizaban la materia, llegó de la mano de John Dalton (1766-1844).
Las leyes de combinación de los elementos para formar compuestos: Ley de Dalton de las
proporciones múltiples, ley de Proust (1754-1826) de las proporciones definidas, la ley
de Lavoisier (1743-1794) de la conservación de la masa en las reacciones químicas y la
ley de Avogadro (1776-1856), hablaban indirectamente de las características de estos
átomos.
Dalton se percató de esto y tomando como base las ideas de Leucipo y Demócrito,
plantea un modelo, que a diferencia de los griegos, es empírico. Sus resultados los
publica en 1808 en su obra titulada New System of Chemical Philosophy.

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Principios del modelo de Dalton
1.- Los átomos son partículas reales separadas o independientes que no se pueden dividir
por ningún proceso químico conocido.
2.- Los átomos del mismo elemento (oxígeno, cobre, oro, etc.) son iguales entre sí en todos
sus aspectos y de igual peso.
3.- Los átomos de elementos diferentes tienen propiedades diferentes, como peso,
afinidad, etc.
4.- Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de distintos elementos
en simples proporciones numéricas.
El Modelo de Thomson
La electricidad tiene la palabra
Los griegos sabían de ciertos fenómenos, como por ejemplo, el que observaban al
frotar con piel animal un trozo de ámbar (ηλεκτρον) que en griego se dice “elektron”. El
resultado era que el ámbar (savia fosilizada) podía atraer, de esta manera, trocitos de
hierba seca.
Posteriormente y alrededor del 1800, hombres de ciencia de la talla de B. Franklin
(1706-1790), A. Volta (1745-1827), L. Galvani (1737-1798), A. M. Ampère (1775-1836),
M. Faraday (1791-1867) investigaron este fenómeno, que llamaron “eléctrico” y que se
presentaba en sólidos (metales) y en sales disueltas o
fundidas.
Faltaba por investigar el comportamiento eléctrico de
los gases.
W. Crookes (1832-1919) desarrollo, a mediados de
1800, un aparato,
que se denominó
“tubo de
descarga”. En él
comprobó que al
aplicar una
descarga eléctrica
sobre un gas
encerrado, éste
brillaba intensamente. Pero si extraía parte del gas,
la brillantez de la luz iba cediendo y daba paso a un
débil haz que partía en el cátodo y terminaba en el
ánodo.
Denominó a estas emisiones: rayos catódicos.
Posteriormente investigó la naturaleza de estos rayos, notando que poseían carga
eléctrica negativa. Las partículas negativas que formaban el rayo catódico fueron
bautizadas como electrones.
En 1886 E. Goldstein (1850-1930) descubre los rayos positivos o rayos canales y J. J.
Thomson (1856-1940), determina en 1898 la relación carga/masa (q/m), que le permite
afirma que:

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La masa de la partícula positiva tenía alrededor de 1800 veces más masa que la
partícula negativa.
Con estos antecedentes, Thomson postula un nuevo modelo para el átomo.
Principios del modelo de Thomson
1.- La materia es continua y está formada por átomos
eléctricamente neutros.
2. La masa de los átomos posee carga eléctrica
positiva.
3.- Los electrones están incrustados en la masa del
átomo en cantidad suficiente para garantizar la
neutralidad.
Modelo de Rutherford
Descubrimiento de la radiactividad
Casi al empezar el siglo XX H. Becquerel
(1952-1908) descubre que un mineral de
uranio tiene la capacidad natural de
producir emisiones. Logra identificar sus
características y las bautiza como rayos ,
β y .
Los rayos  sonde naturaleza positiva y los
identifica con átomos ionizados de He, los
rayos β, en cambio, están conformados por
partículas negativas. Finalmente, los rayos
 no tienen carga ni masa, concluyendo
que son energía pura.
M Curie (1867-1934) y P. Curie (1859-
1906), continuarán con las investigaciones
comenzadas por Becquerel y descubrirán
dos nuevos elementos, el Polonio y el Radio, inaugurando así la era de la
Radiactividad.

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Experimento de Rutherford
Rutherford dirigió las emisiones de una fuente radiactiva sobre una lámina delgada de
oro. Para poder detectar las partículas  que usaría como proyectiles, rodeo todo con una
pantalla recubierta de ZnS (sulfuro de cinc), que es un centellador, es decir, una
sustancia que al ser impactada por las partículas produce destellos.
Principios del modelo de Rutherford
1.- La materia está formada por átomos que presentan un gran espacio vacío.
2.- La masa del átomo está concentrada en un espacio pequeño y central, llamado núcleo,
que posee carga eléctrica positiva
3.- Los electrones giran describiendo órbitas alrededor del núcleo y se encuentran en
cantidad suficiente para asegurar la neutralidad eléctrica.
Conceptos relacionados con el átomo:
Número Atómico (Z): Cantidad de protones que posee un átomo. Si el átomo es
eléctricamente neutro, el número atómico, corresponderá también a la cantidad de
electrones.
Número Másico (A): Corresponde a la suma de los protones y neutrones que posee un
átomo
Notación: Sea X el símbolo de un elemento, podemos anotar Z y A, de las siguientes
formas:
Tipos de átomos
Isótopos: átomos que presentan igual Z y distinto A. Ejemplo: 8O16, 8O17
Isóbaros: átomos que presentan distinto Z e igual A. Ejemplo: 7N14, 6C14
Isótonos: átomos que presentan igual cantidad de neutrones. Ejemplo: 14Si , 15P
30 31

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Cationes: átomos que han perdido uno o más electrones. Ejemplos: Na +, Ca+2, Fe+3
Aniones: átomos que han recibido o capturado uno o más electrones. Ejemplos: S -2, F-
Nota: Los cationes y aniones se clasifican en general como iones.
Las partículas subatómicas
Partícula Carga Masa Símbolo
Protón +1 1 p
Neutrón 0 1 n
Electrón -1 1/1840 e
Valores de Carga y Masa de las partículas subatómicas (En S.I)
Partícula Carga (Coulomb) Masa (Kg)
19
Protón 1.6021 10 1.6725  1027
Neutrón 0 1.6748  1027
Electrón 1.6021 1019 9.1091 1031

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Origen de la teoría cuántica
Aunque el modelo atómico de Rutherford explicaba con éxito las evidencias
experimentales observadas hasta el momento, era en sí mismo inconsistente.
Ya era conocido en aquella época que cuando una carga eléctrica se mueve con
movimiento acelerado, pierde energía en forma de radiación electromagnética. Por lo
tanto, como el electrón en movimiento circula alrededor del núcleo está sometido a una
aceleración centrípeta, debe perder energía en forma de radiación electromagnética.
La pérdida de energía conduciría a que la trayectoria del electrón fuera cada vez más
cercana al núcleo hasta que el electrón terminara precipitándose sobre él y
aniquilándose. Por el contrario, sabemos que el átomo es un sistema de partículas
estables. Por lo tanto, es necesario establecer otro modelo atómico que, además de
ofrecer explicación a los fenómenos observados, no vulnere las leyes de la física.
Espectros atómicos de emisión
Los cuerpos calientes emiten energía en forma de radiación, y lo hacen en forma
continua, es decir, la radiación está formada por todas las frecuencias, desde las
pequeñas a las grandes.
Por el contrario, el espectro de emisión de los elementos gaseosos a baja presión no es
continuo, sino que la radiación está formada por algunas frecuencias que se pueden
separar por métodos ópticos (usando un prisma).
Si la radiación descompuesta en las distintas radiaciones que la componen se registra en
una placa fotográfica, se observan unas bandas de color sobre fondo negro, por lo que
estos espectros se conocen con el nombre de espectros de rayas.
Espectro de emisión del hidrógeno
El espectro de emisión del hidrógeno es el más sencillo de todos y, por ello, el más
estudiado. Se compone de varias series de bandas, que aparecen en la zona ultravioleta,
en la visible y en el infrarrojo.

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La primera serie que se observó fue, por razones obvias, la de frecuencias
correspondientes a la porción visible del espectro. La descubrió y estudió el físico suizo J.
J. Balmer (1825 – 1898), por lo que se conoce con el nombre de serie de Balmer. En
1885 obtuvo una forma empírica que reproducía numéricamente las longitudes de onda
de las radiaciones observadas.
1 1 1 
 R   2 
 4 n 
donde
: Longitud de onda de la radiación que genera cada línea.
R: Constante de Rydberg, cuyo valor es: 1.097  107 m-1.
n: Variable que puede tomar valores enteros mayores que 2.
Al estudiar la radiación no visible se detectaron otras series de líneas o rayas que se
conocen, también, con el nombre de sus descubridores:
Lyman, formada por radiación ultravioleta
Paschen, Brackett y Pfund, formadas por radiación infrarroja
El físico sueco J. Rydberg (1858 – 1919) halló la expresión empírica que relaciona las
longitudes de onda de las radiaciones observadas en las diferentes series espectrales del
hidrógeno. Ésta es muy similar a la obtenida por Balmer para la serie visible del
espectro. La ecuación de Rydberg es la siguiente:
1  1 1 
 R  2  2 
  n1 n2 
donde
n1 y n2: Variable que puede tomar valores naturales, de manera que n1<n2.
Esta ecuación sólo reproduce los valores encontrados experimentalmente, pero no ofrece
ninguna explicación del fenómeno.
En 1913 Niels Bohr estableció un nuevo modelo atómico basado en nuevas y
revolucionarias teorías: la teoría cuántica de Planck y la teoría corpuscular de la luz de
Einstein.