Modelos Atomicos

Modelos atómicos

Robert Millikan

Contribución de Robert Millikan a la Teoría Atómica.-

En una serie de experimentos llevados a cabo entre 1908 y 1917, R. A. Millikan logró calcular la masa del electrón con gran precisión.

En su experimento, roció aceite en la parte superior de un cilindro utilizando un atomizador.

Pequeñas gotas de aceite caían por un orificio que estaba en una placa metálica dentro del cilindro.

A través de un telescopio, Millikan logró calcular la masa de una gota de aceite utilizando su velocidad final.

Luego utilizó una fuente de rayos X para ionizar las moléculas de aire en la cabina entre las placas superior e inferior. Electrones de este proceso de ionización se adhirieron a las gotas de aceite, las cuales ahora cargaban energía negativa. Éstas podían ser suspendidas entre las dos placas ajustando el voltaje entre ellas. Si el voltaje incrementaba, la velocidad de las gotas de aceite disminuía. Si el voltaje era incrementado aún más, algunas gotas empezarían a moverse en dirección a la placa superior.

Si el voltaje era controlado justamente, la gota de aceite quedaría entonces suspendida entre ambas placas.

Al suceder esto, el peso de la gota de aceite, es decir masa por gravedad (m• g), es equilibrado por la fuerza eléctrica aplicada, la cual es igual al campo eléctrico aplicado (E), multiplicado por la carga en la gota (q), es decir: (q • E).

Conociendo la masa de la gota de aceite, la gravedad y el campo eléctrico aplicado, Millikan pudo calcular “q”, que sería la carga en la gota.

Millikan descubrió que las gotas tenían diferentes cargas, pero cada una era un número entero, múltiplo de una cara más pequeña igual a -1.60 x 10 -19 coulomb. Así concluyó que ésta era la unidad fundamental de carga, la carga de un electrón.

Utilizando la carga de un electrón y la relación de carga a masa del electrón, determinada por Thompson, Millikan logró calcular la masa de un electrón, que sería 9.10 x 10 -28, la cual es una masa extremadamente pequeña.

John Dalton

El modelo atómico de Dalton fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton.

Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en ningún experimento riguroso).

Éxitos del modelo

El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.

Además el modelo aclaraba que aun existiendo una gran variedad de sustancias, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.

En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria.

Postulados de Dalton

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples.

La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.

Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Niels Bohr

Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos.

Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.

El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).

¤ El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.

¤ Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.

¤ Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.

El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr

¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.

¤ El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.

¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.

Ernest Rutherford

Rutherford,

...