modelos atomicos

Alfonso Gtz.
A01351079

Modelo atómico 1808: John Dalton
Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,iguales entre sí en cada elemento químico.


1897: J.J. Thomson
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.


1911: E. Rutherford
Demostró que los átomos no eranmacizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
(Modelo atómico de Rutherford.)


1913: Niels Bohr
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementosen estado gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.


Orbitales Atómicos

En 1.927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones en los fenómenos de difracción.
Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse ligado aél y podemos describir su movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas.
Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del comportamiento del electrón en el átomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de Schrödinger.
Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad superior al 90% de encontrar al electrón. Esto suponeconsiderar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.
Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr:Números cuánticos
n: número cuántico principal
l: número cuántico del momento angular orbital
m: número cuántico magnético
s: número cuántico del spin electrónico.

Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos:
Valores permitidos
para n: números enteros 1, 2, 3,.
para l: números enteros desde 0 hasta (n-1)
para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para s:sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo.
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:
• Si l= 0 el orbital es del tipo s
• Si l= 1 los orbitales son del tipo p
• Si l = 2 los orbitales son del tipo d
• Si l= 3 los orbitales son del tipo f
Las letras s, p, d, f identificativas de lostipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales:
• sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad
• principal : líneas intensas
• difuse : líneas difusas
• fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros
Son posibles otros tipos de orbitales como g, h, ...pero los elementos que conocemos, en susestado fundamental, no presentan electrones que cumplan las condiciones cuánticas necesarias para que se den estos otros tipos de orbitales.
Los valores del número cuántico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital.
El cuarto número cuántico, s, que define a un electrón en un átomo hace referencia al momento angular de giro del mismo.
El conjunto de los cuatro números cuánticos...