Tabla comparativa de los modelos atómicos
Enviado por Ingrid Villegas • 3 de Noviembre de 2020 • Tareas • 918 Palabras (4 Páginas) • 663 Visitas
Tabla comparativa de Modelos Atómicos
Instrucciones: llena la siguiente tabla con la información presentada en clase, colocando en cada una de las columnas la información más relevante.
Nombre del alumno: Villegas España Ingrid Jeenviene 1152
¿Qué es un modelo atómico? | ¿Qué características presenta un modelo? | |||
Año y científico | Experimento realizado | Características | Representación gráfica del modelo | Limitaciones |
Entre 1803-1808 John Dalton | Realizó experimentos con gases, estudiando las características de la presión, concluyendo que los átomos de los gases deben estar en constante movimiento. Y la combinación de elementos para crear moléculas de compuestos. | ● Materia formada por átomos. ● Átomos indivisibles e indestructibles. ● Todos los átomos de un elemento dado son idénticos (masa y propiedades), diferentes elementos varían en masa y propiedades. ● En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen, sólo se redistribuyen. ● Los compuestos se unen de diferentes elementos unidos en relaciones sencillas. | [pic 1] | ● Los átomos no permanecen individuales sino en moléculas como el oxígeno puro O2. ● El compuesto más simple entre 2 elementos no es siempre 1 (HO en lugar de H2O). ● Los valores de ciertos elementos como el O con valor de 5.5 veces más pesado que el H, en lugar de 8. |
1904 Joseph John Thomson | En 1897, descubrió partículas cargadas negativamente mediante un experimento de tubo de rayos catódicos modificado al vacío, al incrementar la carga en una de las placas, el haz se curvea más dependiendo de la polaridad. | ● Un átomo es una esfera con carga positiva y con electrones presentes dentro de ella. ● La carga positiva y negativa son iguales en magnitud, por lo tanto, es eléctricamente neutro. ● Si un átomo pierde electrones adquiere carga positiva (catión) y si gana electrones adquiere carga negativa (anión). | [pic 2] | ● No pudo explicar cómo se mantiene la carga en los electrones dentro del átomo. ● La teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo. ● Los protones y los neutrones aún no eran descubiertos como para dar un modelo correcto. |
1911 Ernest Rutherford | “El experimento de la hoja de oro” Bombardeaba con partículas alfa una lámina delgada de oro, las partículas alfa eran iones (átomos sin electrones) por lo que solamente tenían protones y neutrones y en consecuencia una carga positiva. Algunas iban rectas, otras se desviaban y unas pocas rebotaban. | ● La corteza del átomo está formada por electrones (1 % del átomo) girando alrededor del núcleo. ● Los átomos tiene un núcleo en el que se concentra casi la totalidad de la masa y es una carga positiva (protones). ● El átomo está vacío casi en su totalidad. | [pic 3] | ● No explicaba cómo se contenían un grupo de cargas positivas en el núcleo (se deberían repeler). ● Considerando que los electrones giran alrededor del núcleo, según las leyes de Maxwell, deben emitir radiación electromagnética consumiendo energía que harían que el átomo y el núcleo colapsaran. |
1913 Niels Bohr | Al parecer no hizo ningún experimento, sacó solo la conclusión al unir las teorías de Planck y de Rutherford. | ● Los electrones pueden saltar de un nivel a otro “absorbiendo” energía. ● Estos saltos de órbita se producen de forma espontánea y no pasa por ninguna órbita intermedia. ● Explica que la energía del electrón no se pierde y no cae al núcleo. ● Las órbitas internas poseen menor energía a las externas. ● Pudo predecir con precisión el espectro de Hidrógeno. | [pic 4] | ● Únicamente se aplica con éxito al átomo de hidrógeno ● No responde por qué algunas órbitas son estables y otras no. ● Indica que es posible conocer con precisión la posición y velocidad del electrón, cuando en realidad solo se calcula la probabilidad. |
1916 Arnold Sommerfeld | Explica las limitaciones del modelo de Bohr aplicando la teoría de la relatividad de Einstein y la Ley de Coulomb para afirmar que si un electrón está sujeto a una fuerza inversamente proporcional al cuadrado de la distancia, la trayectoria descrita debe ser elíptica y no estrictamente circular. Usó espectroscopios de alta resolución y reveló la existencia de líneas espectrales muy finas en la descomposición de la luz en su espectro electromagnético. | ● El electrón es una corriente eléctrica. ● Las órbitas de los electrones pueden ser circulares o elípticas. ● Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo, sin irradiar energía. ● Sólo se habilitan aquellas órbitas donde el momento angular del electrón cumple ciertas características. ● La energía liberada de un electrón que desciende a otra órbita se emite como energía luminosa (fotón). ● En un mismo nivel de energía con diferentes átomos se pueden tener energías diferentes. definió variables cuánticas: n y l | [pic 5] | ● No contempla la estabilidad del núcleo, solo se remite a explicar la mecánica cuántica asociada al movimiento de los electrones dentro del átomo. |
1926 Schrödinger | Utiliza la longitud de onda de Broglie (cada partícula en movimiento está asociada a una onda y puede comportarse como tal), la ecuación de Schrödinger y el principio de incertidumbre de Heisenberg. Junto a los modelos atómicos anteriores de Bohr y Sommerfeld. | ● Describe el comportamiento ondulatorio del electrón. ● Los electrones, matemáticamente, son ondas de materia que se distribuyen en el espacio según la función de ondas Ψ. ● Los electrones se desplazan dentro del átomo en describiendo orbitales. ● Los orbitales son regiones del espacio con una alta probabilidad de encontrar un electrón. | [pic 6] | ● Explica solo la estructura electrónica del átomo y su interacción con la de otros átomos, pero no describe como es el núcleo atómico ni su estabilidad. ● No explica por qué un electrón en un estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno libre. ● No tiene en cuenta el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo de Schrödinger-Pauli. |
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