Estructura atómica y sistema periódico.

 Estructura atómica y sistema periódico. 

• ESTRUCTURA DE LA MATERIA: 

- John Dalton: en 1808, indicaba que “la materia está constituida por entidades elementales, llamadas átomos, que son indivisibles”.

• Los elementos están formados por átomos, partículas materiales indivisibles e indestructibles. 

• Los átomos de los mismos elementos son iguales entre sí, en masa y en propiedades. 

• Los átomos de los distintos elementos son distintos en masa y en propiedades. 

• Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos en una relación numérica sencilla.

- Thomson: estableció que el átomo estaba formado por una enorme esfera maciza, cargada positivamente, con electrones incrustados en un número suficiente como para neutralizar la carga positiva de la esfera. Modelo del budín de pasas. 

Thomson acabó con la indivisibilidad del átomo y estableció una relación carga/masa del electrón y una aproximación a la masa del electrón.

- Rutherford: su teoría se propuso en 1911 y se puede resumir en: 

• La mayor parte de la masa y toda la carga positiva del átomo está concentrada en una región muy pequeña del átomo a la que denominó núcleo. El resto del átomo es un espacio vacío. La carga negativa es debida a los electrones y estos están distribuidos alrededor del núcleo y girando en órbitas circulares. Modelo planetario.

Este modelo presentaba dos grandes limitaciones: 

• Los electrones giraban alrededor del núcleo a grandes velocidades y según la teoría electromagnética de Maxwell, estos electrones deberían de emitir energía, que disminuirá la velocidad de giro y hará que los electrones reduzcan el radio orbital y terminen colapsando contra el núcleo. 

• No explicaba los espectros atómicos.

Hacia mediados y final del siglo XIX, surgieron algunos hechos experimentales que no podían ser explicados por este modelo, por lo que se intentó buscar explicaciones a dichos hechos. Por otro lado los avances en espectroscopía demostraron que al pasar la luz por un prisma de vidrio, esta se descomponía en una serie de líneas luminosas que formaban lo que se conoce como espectro de emisión. Cada elemento químico tiene el suyo, que puede estudiarse, y será más complejo cuanto más complejo sea la estructura interna del elemento. Para estudiar estos espectros es necesario conocer las radiaciones electromagnéticas.

• ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA.

El modelo de Rutherford, basado en la concentración de carga positiva en el núcleo de los átomos girando los electrones en órbitas a enorme distancia del núcleo en relación a su tamaño, explicaba la gran penetrabilidad de determinadas partículas en la materia. Sin embargo, pronto se vieron algunos inconvenientes que sugerían que debía cambiarse la teoría atómica:

• Explicación de los espectros atómicos.

• La no emisión de energía por el giro de los electrones (se sabía por entonces que al girar

partículas cargadas, éstas deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo

que inevitablemente conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo un

colapso de los átomos). 

Esto iba en contra de la estabilidad observada de los átomos. Igualmente, las líneas espectrales deberían ser explicadas a partir de una nueva teoría atómica.

• HIPÓTESIS DE PLANK. CUANTIZACIÓN DE LA ENERGÍA.

El estudio de estas rayas espectrales permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada longitud de onda con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos. Así Planck supuso que la energía estaba cuantizada, al igual que ocurría con la masa o la carga; es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto” que correspondería a la energía correspondiente a la energía emitida o absorbida por un átomo.

Por tanto, la teoría de Plank se resume en: "Toda partícula material que emite o absorbe energía lo hace de forma discontinua a través de paquetes o cuantos de energía también llamados fotones".

Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “v ”, la energía desprendida por dicho átomo sería: 

E = H * v 

• MODELO ATÓMICO DE BOHR.

El físico Niels Bohr en 1913, a fin de explicar los espectros atómicos propuso un modelo atómico de tipo planetario en el que los electrones giran en torno a un núcleo central. 

En un átomo el electrón solo puede tener ciertos estados de movimiento definidos y estacionarios, en cada uno de ellos tiene una energía fija y determinada. En el átomo más simple, el hidrógeno, solamente orbita un electrón, siendo la orbita de menor radio o radio de Bohr, la correspondiente a la situación de menor energía.

Planteó los siguientes postulados: 

- Primer postulado: los electrones se mueven en ciertas órbitas circulares permitidas alrededor del núcleo sin emitir radiación.

- Segundo postulado: un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo (si va hacia una órbita más exterior) o emitiendo (en caso contrario) energía cuyo valor vendrá dado por:

E fotón = E final – E inicial = h·f

- Tercer postulado: Bohr establece unos niveles de energía según la órbita considerada donde puede estar situado el electrón. Cada órbita viene definida por el número cuántico principal n. Dándole valores a n obtenemos los diversos niveles de energía. Así para n=1 tenemos el nivel de menor energía o primer nivel, E1 ; para n=2, el segundo nivel, E2 , etc.