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EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ÁTÓMICOS - Teoría atómica de Dalton, Modelo atómico de Thomson, Modelo atómico de Rutherford, Modelo atómico de Böhr, Modelo mecánico cuántico ondulatorio



EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ÁTÓMICOS


ÍNDICE


1. Teoría atómica de Dalton
2.
Modelo atómico de Thomson
3.
Modelo atómico de Rutherford
4.
Modelo atómico de Böhr
5.
Modelo mecánico cuántico ondulatorio
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON (1808
A.- CONOCIMIENTOS PREVIOS
La idea de que la materia está constituida por partículas muy pequeñas es antigua.

Demócrito (460-370 aC) pensaba que al dividir la materia llegaba un momento en que se obtenían unas partículas que no podían ser divididas más; a esas partículas las denominó átomos, que en griego significa indivisible.

Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante más de dos mil años.



Mientras tanto, se desarrolló la química, se descubrieron nuevos elementos y se descubrieron las leyes que gobiernan las transformaciones químicas.

Precisamente para explicar algunas de estas leyes, las leyes ponderales, Dalton, en 1808 propuso una nueva teoría atómica.

B.- MODELO ATÓMICO DE DALTON (1808)
John Dalton (1766 – 1844) en 1808 postuló su teoría:

• La materia está compuesta por átomos que son indivisibles e indestructibles.

• Todos los átomos de un elemento son idénticos.

• En una reacción química los átomos no cambian.

• Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos de dos o más elementos.

A partir del S. XIX diversos experimentos evidenciaron que el átomo no era indivisible como proponía Dalton sino que poseía unaestructura interna.




1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1904
A.- CONOCIMIENTOS PREVIOS
A.1. ORÍGENES
• En 1800 el italiano A. Volta (1745-1827) descubrió la pila eléctrica, los químicos tuvieron una fuente continua de electricidad y se descubrieron muchos nuevos elementos gracias a ella.

• En 1834 M. Faraday (1791-1867) estableció las leyes de la electroquímica, poniendo en relación cuantitativa algunas reacciones químicas con la electricidad.

• G.J. Stoney (1826-1911) En 1891 llamó electrón a la parte más pequeña de la electricidad, a la unidad de carga eléctrica.









A.2. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
En 1879, W. Crookes (1832-1919) descubrió los “rayos catódicos”.
Los rayos catódicos se producen en un tubo de vidrio, que contiene gas a muy baja presión, y tras aplicar una diferencia de potencial de varios miles de voltios entre un cátodo y un ánodo. Se generan unos rayos que parten del cátodo (cargado negativamente) y se propagan perpendicularmente hacia el ánodo (placa cargada positivamente).


[pic]





Características de los rayos catódicos


a‡¨ Viajan en línea recta.


a‡¨ Tienen carga eléctrica negativa.


aଠTienen masa




En 1897 J. J. Thomson (1856-1940) comprueba la naturaleza negativa de los rayos catódicos, hallando el cociente entre la carga y la masa de dichas partículas,








y las dio el nombre de electrones.

La relación carga/masa era la misma independientemente del tipo de gas existente en el tubo. Esto hizo pensar que los electrones debían estar presentes en todos los átomos.

Thomson no pudo medirni la carga ni la masa del electrón.

En 1909, R. Millikan (1868-1953), halló la carga eléctrica del electrón: 1 ·10-19 C, y con la relación encontrada por Thomson, se puede calcular su masa: 9,1·10-31 kg.

La masa más ligera conocida hasta entonces era la del átomo de hidrógeno (1 ·10-27 kg).

El electrón tiene una masa casi 2 000 veces inferior a la del átomo más pequeño.













B.- MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1904)
Los átomos son esferas macizas y uniformes de carga positiva neutralizada por los electrones, que estarían incrustados en ellas.
















La adición de nuevos electrones dotaría al átomo de una carga negativa, mientras que la pérdida de algunos de los electrones primitivos le proporcionaría una carga positiva




2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1911
A.- CONOCIMIENTOS PREVIOS
A.1. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
En 1886, E. Goldstein (1850-1931) observó, en un tubo de rayos catódicos con cátodo perforado, unos nuevos rayos que atravesaban los orificios o canales. Fueron llamados rayos canales o positivos, porque viajaban hacia el electrodo negativo, en sentido opuesto a los rayos catódicos.

En los rayos canales, a diferencia de los rayos catódicos, la relación carga/masa depende del gas encerrado en el tubo. Cuando el tubo contiene hidrógeno, cada partícula positiva posee una masa 1836 veces mayor que la del electrón y aproximadamente igual a la de un átomo de hidrógeno. Su carga positiva es igual, en valor, a la del electrón.

La relación carga/masa más alta obtenida es 9,573·107 C/kg,lo que indica que el ion H+ es otra partícula fundamental. E. Rutherford llamó a los iones H+ protones.

Conocida la carga del protón, se puede calcular su masa que es de 1,673·10-27 kg

A.2. RAYOS X. RADIACTIVIDAD
En 1895 W.K. Röentgen (1845-1923) descubrió los rayos X; esta radiación atravesaba con facilidad el papel, la madera y la carne, pero era absorbida por sustancias más densas como los huesos y los metales.

A. H. Becquerel (1852-1908) descubrió la radiactividad natural en 1896. Identificó la existencia de dos tipos diferentes de radiación que denominó rayos alfa (núcleos de Helio) y beta (electrones

Posteriormente Pierre y Marie Curie (1859-1906 y 1867-1934) continuaron los estudios sobre la radiactividad.



Hay tres tipos de radiaciones: alfa, beta y gamma. La primera, de carga positiva, consiste en núcleos de helio. Los rayos beta son electrones y los rayos gamma tienen características semejantes a las de los rayos X, aunque con un poder de penetración todavía mayor.







B.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1911)

Experimento de E. Rutherford (1871-1937)

Tras bombardear una lámina de oro con partículas alfa procedentes de un material radiactivo observó tres comportamientos diferentes:


- Algunas atravesaban, tras experimentar una desviación.


- Otras atravesaban sin desviarse.


- Unas pocas rebotaban sin conseguir atravesar la lámina de oro.





[pic]




Rutherford sugirió la existencia de una tercera partícula: el neutrón, situada en el núcleo.

En 1932, J. Chadwick (1891-1974)demostró la existencia del neutrón.

La masa de un átomo es prácticamente igual a la masa del núcleo. En el núcleo se encuentran ubicados los protones y neutrones que permanecen unidos por fuerzas nucleares, son las más intensas de la naturaleza y actúan entre p-p, p-n y n-n y sólo se dan a distancias del orden del núcleo.


El núcleo de cualquier átomo viene identificado por dos números


• El número atómico, Z, que expresa el número de protones que hay en el núcleo. Este valor en el caso de átomos neutros coincide con el número de electrones.


• El número másico, A, que expresa la suma de protones y neutrones del núcleo.


Así el núcleo de un átomo cualquiera X, vendrá representado por:


pic] |





En ocasiones se pueden encontrar átomos de un mismo elemento con igual número atómico y diferente número másico, son los isótopos. Al conjunto de isótopos de un elemento se le denomina pléyade.


Ejemplos


• [pic] , isótopo de helio–4 (está formado por 2 protones, 2 neutrones y 2 electrones)


• [pic] , isótopo de carbono–14 (está constituido por 6 protones, 8 neutrones y 6 electrones)


• [pic] , isótopo de uranio–235 (está formado por 92 protones, 143 neutrones y 92 electrones)




3. MODELO ATÓMICO DE BÖHR (1913
A.- CONOCIMIENTOS PREVIOS
A.1.- ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
Las ondas electromagnéticas propagan energía a través del espacio mediante la vibración de un campo eléctrico y uno magnético perpendiculares. Se caracterizan por


- Longitud de onda, λ, es la distancia mínima entre dos puntos queestán en el mismo estado de vibración (m).


- Frecuencia, ν, es el número de veces que la onda vibra en un segundo (s-1).


- Período, T, es el tiempo que tarda en realizar una vibración (s).


- Velocidad de la luz en el vacío, c, es la misma para todas las ondas en el espacio vacío (3x108 m/s).


c = λν

A.2 HIPÓTESIS DE PLANCK
En 1900, Planck enunció una ecuación que resultaba válida para todo el espectro de frecuencias. Postuló que la emisión de radiación electromagnética, se produce en forma de diminutas partículas elementales que se llamaron “quanta”. Los átomos no pueden absorber o emitir cualquier valor de energía sino unos valores concretos, los cuantos de energía


E = hν (h = constante de Planck = 6.626x10-34 J.s)

A.3.- EFECTO FOTOELÉCTRICO
En 1887 H. R. Herzt (1857-1894) descubrió que cuando la luz de alta frecuencia incide sobre un metal, puede emitirse electrones. Este fenómeno se conoce con el nombre de efecto fotoeléctrico.

La célula fotoeléctrica posee un electrodo negativo, cátodo que por acción de la luz incidente desprende electrones que son recogidos por el ánodo, electrodo positivo. La energía de los electrones no depende de la intensidad de la radiación incidente sino de la frecuencia o longitud de onda de la misma.

A. Einstein (1879-1955) propone lo siguiente para intentar dar una explicación coherente a este fenómeno: una partícula de luz o fotón penetra en el metal e interacciona con algún electrón.

La energía del fotón, que viene dada por laecuación de Planck E = h.ν, se utiliza para separar el electrón de la atracción de los núcleos positivos y, si estaba en exceso, para comunicar al electrón la energía cinética necesaria con que abandona la superficie del metal.




A.4 ESPECTROS ATÓMICOS
Un espectro es la descomposición de una onda compuesta en ondas simples.

Newton demostró que la luz blanca se halla formada por varios colores, es decir, está formada por radiaciones de distintas longitudes de onda que sufren refracción al atravesar un prisma. Si los rayos de luz procedentes del prisma se recogen en una pantalla, se obtiene una serie continua de colores que van desde el rojo hasta el violeta fundiéndose cada color con el siguiente y con el anterior, esta serie recibe el nombre de espectro continuo y se puede producir con la luz del sol y con la que procede de cualquier sólido o líquido suficientemente caliente.

Cuando la luz procede de un gas, que para emitirla tiene que ser excitado suministrándole energía, la dispersión por un prisma da lugar a un espectro, no continuo, en el que se aprecian unas líneas que corresponden a radiaciones de longitudes de onda determinadas. Son los llamados espectros de rayas.

El espectroscopio es el aparato utilizado para producir y analizar los espectros.

Los espectros de rayas y los continuos, son espectros de emisión. Otro tipo de espectros es el que se obtiene cuando la luz blanca pasa a través de un gas. Se observa que en el espectro continuo de la luz blanca aparecen unas líneas oscuras. Se obtienen los espectros de absorción. Las líneas oscuras correspondena las mismas longitudes de onda que la del espectro de emisión del mismo gas.

Los espectros son característicos de cada átomo; es decir cada átomo da un espectro distinto, lo que sirve para poder identificarlo.

B.- MODELO ATÓMICO DE BÖHR (1913)
En 1913, Böhr formuló su modelo, en el cuál combinó el modelo clásico de Rutherford con la nueva teoría cuántica de Planck, consiguiendo explicar el espectro del Hidrógeno:

1.- Los átomos están construidos según el modelo de Rutherford, pero los electrones se mueven en orbitas circulares estables (orbitas estacionarias, donde Fa = Fc) y no emiten energía mientras se mantienen en su órbita, donde n = 1, 2, 3,… ,llamado número cuántico, designa la órbita en la que se encuentra el electrón.

El radio de la órbita y la energía que poseen los electrones en ella, no pueden tomar cualquier valor, sólo son posibles aquellos valores que son múltiplos enteros de cierta cantidad. Así, para el átomo de hidrógeno














[pic]









































3.- Al pasar de una órbita a otra el electrón absorbe o emite energía en forma de radiación electromagnética (fotones), cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck, y dando lugar a los espectros de emisión o de absorción.

















Así podemos explicar las líneas que aparecen en los espectros atómicos: la absorción de luz, o el calentamiento de un gas, suministra al electrón la energía necesaria para que salte a una órbita superior. Entonces, el átomo de hidrógeno excitado puedeemitir energía en forma de cuántos de luz cuando el electrón vuelve a la órbita de menor energía. De esta emisión proceden las diferentes series de líneas espectrales.





C.- CORRECCIONES AL MODELO DE BÖHR : NÚMEROS CUÁNTICOS

En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3


Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales; un análisis detallado de las líneas espectrales del átomo de hidrógeno revelaba que cada raya estaba compuesta en realidad por un grupo de líneas muy próximas entre sí, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón:


a–  número cuántico secundario o azimutal (l)


a–  número cuántico magnético (m)


a–  número cuántico de espín (s)


Número cuántico secundario o azimutal (l): corrección de Sommerfeld.


En 1916, A. Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.


Así, introdujo el número cuántico secundario o azimutal (l), responsable de la forma de la órbita, cuyos valores permitidos son: l = 0, 1 , , n - 1


Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2


Número cuántico magnético (m): efecto Zeeman.


Al analizar una sustancia espectroscópicamente en presencia de un campo magnético aparece un nuevo desdoblamiento de las líneas espectrales (Efecto Zeeman).


Para explicarlo se introdujo el número cuántico magnético (m), e indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón.


Valores permitidos para m: m = - l 0, , + l


Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale l = 2, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2


Número cuántico de spín (s): efecto Zeeman anómalo.


El análisis detallado de las líneas espectrales obtenidas con el efecto Zeeman muestra la presencia de dos rayas muy próximas entre sí (Efecto Zeeman anómalo). Se explica suponiendo que el electrón, además de su giro alrededor del núcleo, tiene un movimiento de rotación alrededor de sí mismo que puede tener dos sentidos diferentes (el de las agujas de un reloj y el opuesto a éste). Asociaron a este movimiento un cuarto número cuántico, s o ms, que puede tomar dos valores: s = +1/2, -1/2.

































D.- RESUMEN DEL MODELO DE BÖHR-SOMMERFELD

El modelo de Böhr-Sommerfeld permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno mediante un modelo atómico en el que el movimiento del electrón es análogo al planetario y definido por cuatro números cuánticos: n, l, m y s.


número cuántico principal (n): tamaño yenergía de la órbita, valores posibles, n= 1, 2, 3,


• número cuántico secundario (l): forma de la órbita, valores posibles, l= 0, 1, 2, n - 1.


número cuántico magnético (m): orientación de la órbita, valores posibles, m = - l, , 0, , + l .


número cuántico de espín (s): rotación del electrón sobre su eje, valores posibles, s = +1/2, -1/2.

E.- FALLOS DEL MODELO DE BÖHR-SOMMERFELD
El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno u otros sistemas hidrogenoides, esto es, que sólo contengan un electrón, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico.

Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica.

Así pues, y a pesar de lo intuitivo del movimiento planetario del electrón, la experimentación demostró su falta de validez y fue sustituido por otras teorías, que todavía siguen considerándose válidas, desarrolladas a partir de la mecánica cuántica formulada por Heisenberg y Schrödinger en 1925.

4. MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA ONDULATORIA (1925
A.- CONOCIMIENTOS PREVIOS
Hechos experimentales base de la mecánica cuántica moderna

A.1.- DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO. PRINCIPIO DE DE BROGLIE.
A finales del S. XIX se diferenciaban perfectamente dos categorías de entes físicos, las partículas materiales y las ondas.

La materia estaba formada por corpúsculos que se distinguen por propiedades como: la posición , la masa , o el momento lineal (p = m.v). Por otro lado las ondas se caracterizanpor ecuaciones como: v = λ.ν. Así pues, las partículas y las ondas eran categorías completamente distintas.

Pero Einstein, al explicar el efecto fotoeléctrico, supuso que la luz (onda electromagnética) está formada por corpúsculos (fotones), es decir, las ondas luminosas también tienen el carácter de partícula.

Y al revés, slas partículas se pueden comportar como ondas?

En 1924 Louis De Broglie enuncia el siguiente principio: “Toda partícula material en movimiento tiene un comportamiento ondulatorio, de forma que las propiedades ondulatorias y corpusculares de la materia se relacionan mediante







En el año 1927, Davisson y Germer consiguieron la difracción de un haz de electrones proyectado sobre un cristal de níquel; el electrón que hasta ese momento se había tratado como partícula material poseía propiedades típicas de las ondas.

A.2 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG.
A partir del postulado de la dualidad onda-corpúsculo se puede visualizar a una partícula material dentro de un paquete de ondas, lo cual lleva a admitir que existe un límite fundamental para determinar la precisión con que se pueden medir sus propiedades ondulatorias y corpusculares.

En 1927, el alemán W. Heisenberg enuncia el principio de incertidumbre: “Es imposible en un instante dado determinar simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula, ya que el hecho de medir la primera interfiere la medida de la segunda“.

“El producto de la incertidumbre de la posición por la incertidumbre de la cantidad de movimiento es mayor o igual que laconstante de Planck dividida por 4π”.

El principio de incertidumbre nos indica que no podemos hablar de trayectorias definidas de los electrones, como son las órbitas de Böhr, puesto que en ellas se asigna una determinada posición y velocidad a cada electrón, magnitudes, que según la Mecánica Cuántica, nunca podremos conocer con precisión simultáneamente.

B.- MODELO MECÁNICO CUÁNTICO ONDULATORIO (1925)
A partir del principio de incertidumbre y del principio de dualidad onda-corpúsculo, el electrón debía considerarse como una partícula un tanto peculiar.

El principio de incertidumbre chocaba de lleno con el concepto de órbita propuesto por Böhr, según el cual se podía conocer en todo momento la velocidad y posición del electrón. Ante la imposibilidad de tratar el comportamiento del electrón según la mecánica clásica surge la mecánica cuántica, en 1925, cuyos padres fueron Schrödinger, Heisenberg y Dirac.

En 1926 se propone describir al electrón no como una partícula que giraba en torno al núcleo , sino como una onda que vibraba alrededor del núcleo, de modo que estaba al mismo tiempo en todos los puntos de la órbita, descripción que se bautizo como mecánica ondulatoria.

La mecánica cuántica es, en esencia, una teoría matemática, que desde el punto de vista elemental, reconoce la imposibilidad de determinar con exactitud las órbitas de los electrones.

En lugar de esto nos tenemos que conformar con conocer sólo la probabilidad de que un electrón se encuentre, en un instante dado, en una determinada región del espacio.

Para designar las regiones delespacio, alrededor del núcleo atómico, en las que es muy probable encontrar al electrón, se inventó la palabra ORBITAL (por analogía con las desechadas órbitas de Böhr).

Orbital atómico: es aquella región del espacio (dentro de un átomo) dónde es muy probable encontrar a un electrón.






















Para el átomo de hidrógeno en su estado fundamental, n=1, tendríamos








































5. RESUMEN DE LOS MODELOS ATÓMICOS






















6. NÚMEROS CUÁNTICOS
Números cuánticos: Describen el estado de los electrones en los orbitales atómicos.

n: número cuántico principal: análogo al de la teoría de Böhr, designa el nivel de energía principal y el tamaño del orbital. Este número toma valores enteros naturales a partir de la unidad. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía del electrón y se localizará a mayor distancia del núcleo. n = 1, 2, ∞

l: número cuántico secundario: indica el número de subniveles de energía que existen dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos. Este número toma valores enteros naturales desde 0 hasta n -1, luego en cada nivel n hay n subniveles. l = 0,1,2,3 n-1.

n = 1 l = 0

n = 2 l = 0, 1

n = 3 l = 0, 1, 2

n = 4 l = 0, 1, 2, 3




Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar los subniveles:

|valor de l |0 |1 |2 |3 |4 |, |
|Subnivel |s |p |d |f |g |, |



Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo depende de n. Para los átomos polielectrónicos, la energía depende tanto de n como de l. Sin embargo, puede escribirse de forma general que para un mismo valor de n suele cumplirse que el orden de energía es

ns < np < nd < nf

|n |1 |2 |3 |4 |
|l |0 |0 |1 |0 |
|l |0 |0 |1 |0 |
|l |
| I 0 0 0 +½ |
| II 1 1 0 +½ |
| III 1 0 0 –½ |
| IV 2 1 –2 +½ |
| V 2 1 –1 +½ |
|Solución |
|Imposible. (n < 1) |
|Imposible.
(l = n) |
|Posible.
Orbital “1 s” |
|Imposible (m 1,0,1) |
|Posible. Orbital “2 p” |

Ejercicio 2: a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los númeroscuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinaciones de números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½).

Solución

a) “n” (ns cuántico principal) es el ns de capa o nivel en la que está situado el electrón. “l” (ns cuántico secundario) representa el tipo de orbital: s, p, d o f. “m” (ns cuántico magnético) indica la orientación espacial del orbital. “s” (spín) indica el sentido de giro del electrón.

b) “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”

c) “3p” : n=3; l=1; m=–1,0,+1; 3 orbitales, dos electrones por orbital ( 6 electrones

“3d” : n=3; l=2; m=–2,– 1,0,+1,+2; 5 orbitales, dos electrones por orbital ( 10 electrones.

d) (1,0,0,1/2) ( 1s ; (4,1,0,1/2) ( 4p (uno de los tres existentes 4py por ejemplo).

----- ----- -------------

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E2 - E 1 = EFOTÓN = hν = hc/λ

[pic]

[pic]

[pic]

De esta manera se explica perfectamente el experimento, las partículas alfa que rebotaban eran aquellas que chocaban directamente con el núcleo de los átomos, las que se desviaban pasaban muy cerca de él y las que atravesaban sin más el átomo pasaban por espacios vacíos entre el núcleo y la corteza


En 1911 enuncia un modelo atómico basado en tres postulados:

o El átomo posee un núcleo central pequeño con carga eléctrica positiva y donde reside casi toda la masa del átomo.

o Girando en órbitas circulares a grandes distancias del núcleo hay pequeñas partículas de carga eléctrica negativa, loselectrones, a esta zona se le denominó corteza. La atracción eléctrica entre los electrones y el núcleo, es la fuerza centrípeta que permite a aquellos girar alrededor de éste. Ocupa la mayor parte del volumen atómico y como la masa de los electrones es tan pequeña, se puede decir que es una zona de vacío.

o La suma de las cargas eléctricas positivas y negativas debe ser cero, así explica la neutralidad eléctrica de los átomos.


[pic]

[pic]

Luz

Donde n = 1,2,3 … es el número cuántico principal

Electrones emitidos

Superficie metálica

Radio de la órbita
r = a0·n2
donde a0 = 0,529 Å (1Å=10-10 m)

Órbitas posibles para el electrón del átomo de hidrógeno

Energía del electrón en la órbita
E = - b·(1/n2)
donde b = 13,6 eV (1eV=1,6·10-19 J)


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[pic]

Los niveles de energía posibles para el electrón del átomo de hidrógeno



[pic]


Modelo de Böhr-Sommerfeld
Según Böhr, el electrón gira alrededor del núcleo en una órbita circular completamente definida, donde tenemos la certeza de encontrarlo a la distancia ao.
Conocemos exactamente la posición del electrón



[pic]

Modelo de la mecánica ondulatoria
En Mecánica Cuántica la posición del electrón está indefinida, sólo podemos conocer la mayor o menor probabilidad de encontrarlo a una cierta distancia del núcleo, orbital.
La distancia más probable es ao, pero también puede encontrarse a una distancia mayor o menor que a0


Modelo de la Mecánica Cuántica
(1925)

Modelo de Böhr-Sommerfeld
(1913-1916)

Modelo de Rutherford
(1911)

Modelo de Thomson
(1904)

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