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Pasos de la investigación
Las primeras teorías atomistas
¿Qué pasaría si dividiéramos un trozo de roca muchas veces? ¿Llegaríamos hasta una parte indivisible o podríamos seguir dividiendo sin parar?
Los filósofos de la antigua Grecia discutieron bastante sobre este tema. El problema es que estos filósofos no utilizaban ni la medición ni la experimentación para llegar a conclusiones, por tanto, no seguían las fases del método científico.
En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de materia con el nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”, ellos afirmaban que:
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Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos.
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Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos.
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Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.
MODELOS ATÓMICOS
Teoría atómica de Dalton
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y Demócrito pero basándose en una serie de experiencias científicas de laboratorio.
La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados:
1.- La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas ÁTOMOS.
2.- Los átomos de un mismo elemento químico son todos iguales entre sí y diferentes a los átomos de los demás elementos.
3.- Los compuestos se forman al unirse los átomos de dos o más elementos en proporciones constantes y sencillas.
4.- En las reacciones químicas los átomos se intercambian; pero, ninguno de ellos desaparece ni se transforma.
Modelo de Thomson
Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico J. J. Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin.
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El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los siguientes fenómenos:
La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el responsable de su carga negativa o positiva.
La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o perdido uno o más electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número de protones es fijo siempre para cada átomo.
Si un átomo pierde uno ó más electrones adquiere carga neta positiva (catión) y si gana uno ó más electrones adquiere carga neta negativa (anión).
Modelo de Rutherford
El Modelo de E. Rutherford establece que:
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El átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y neutrones. Además presenta una zona externa o corteza donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo. (Realmente, las partículas del núcleo (protones y neutrones) se descubrieron después de que Rutherford estableciera su modelo. El experimento de Rutherford sólo informaba de un núcleo pequeño y positivo, no aclaraba nada más).
La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones de la corteza.
El átomo estaba formado por un espacio fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que giran a gran velocidad alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño
anión).
Modelo de Böhr
El Modelo de N. Böhr señala un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
Publicó en 1913 una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno.
Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), 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).
Modelo de Schrödinger
El Modelo de E. Schrödinger (1924) postula que:
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los electrones son ondas de materia que se distribuyen en el espacio según la función de ondas
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los electrones se distribuyen en orbitales que son regiones del espacio con una alta probabilidad de encontrar un electrón.
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Se tienen en cuenta los siguientes números cuánticos:
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Número cuántico principal (n = 1, 2, 3...): indica el nivel energético del electrón y su distancia al núcleo
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Número cuántico secundario o Azimutal (l = 0, 1, 2,..., n-1): subniveles energéticos para cada n.
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Número cuántico magnético (m): orientación del orbital ante campos magnéticos externos. Valores entre -l y + l
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Número de espín (s): sentido del giro del electrón. Valores 1/2 y - 1/2
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​En un átomo no puede haber electrones con los cuatro números cuánticos iguales
La configuración electrónica del modelo atómico de Schrödinguer explica las propiedades periódicas de los átomos y los enlaces que forman.
