QUÍMICA

MAGNITUDES QUÍMICAS - ESTRUCTURAS QUÍMICAS

Varios átomos y moléculas representados en A New System of Chemical Philosophy (1808 de John Dalton )

El modelo atómico de Dalton¹​ fue el primer modeloatómico con bases científicas, propuesto entre 1803 y 1807 por John Dalton,²​ aunque el autor lo denominó más propiamente "teoría atómica" o "postulados atómicos".

El modelo permitió aclarar por primera vez el porqué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiométricas fijas (Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples).³​ Por ejemplo 12 g de carbono (C), pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O₂) para formar monóxido de carbono (CO) o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar dióxido de carbono (CO₂).

Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, 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 de fines del siglo XVIII y principios del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.

Postulados de Dalton[editar]

Dalton postuló su teoría formulando una serie de enunciados simples:⁴​

1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa e iguales propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masa diferente. Comparando la masa de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad, propuso el concepto de peso atómico relativo.
3. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos, guardan relaciones simples de números enteros y pequeños.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos.
7. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas “átomos”.
8. Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian.
9. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones. Por ejemplo: todos los átomos de hidrógeno son iguales.
10. Por otro lado, los átomos de elementos diferentes son diferentes. Por ejemplo: los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno.
11. Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo: los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua.
12. Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas simples. Por ejemplo: al formarse agua, la relación es de 2 a 1 (dos átomos de hidrógeno con un átomo de oxígeno).
13. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo: un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO₂).

Insuficiencias del modelo[editar]

La hipótesis de John Dalton, que afirmaba que los elementos en estado gaseoso eran monoatómicos y que los átomos de los elementos se combinaban en la menor proporción posible para formar átomos de los compuestos, lo que hoy llamamos moléculas, generó algunas dificultades. Por ejemplo, Dalton pensó que la fórmula del aguaera HO.⁵​ En consecuencia de esto se realizaron cálculos erróneos sobre la masa y peso de algunos compuestos básicos.

En 1805, Gay-Lussac y Alexander von Humboldt mostraron que el agua estaba formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.⁶​ En 1811, Amedeo Avogadro concretó la exacta composición del agua,⁷​ basándose en lo que hoy se conoce como Ley de Avogadro y la evidencia de la existencia de moléculas diatómicas homonucleares. No obstante, estos resultados fueron ignorados en su mayor parte hasta 1860. Esto fue, en parte, por la creencia de que los átomos de un elemento no tenían ninguna afinidad química hacia átomos del mismo elemento. Además, algunos conceptos de la disociación de moléculas no estaban explicados en la Ley de Avogadro.

En 1860, en el Congreso de Karlsruhe sobre masas estables y pesos atómicos, Cannizzaro revivió las ideas de Avogadro y las usó para realizar una tabla periódica de pesos atómicos,⁸​ que tenían bastante similitud con los actuales valores. Estos pesos fueron un importante prerrequisito para el descubrimiento de la Tabla periódica de Dmitri Mendeléyev y Lothar Meyer.

Hasta la segunda mitad del siglo XIX no aparecieron evidencias de que los átomos fueran divisibles o estuvieran a su vez constituidos por partes más elementales.⁹​ Por esa razón el modelo de Dalton no fue cuestionado durante décadas, ya que explicaba adecuadamente los hechos. Si bien el modelo usualmente nacido para explicar los compuestos químicos y las regularidades estequiométricas, no podía explicar las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos tal como aparecieron en la tabla periódica de los elementos de Mendeleiev (esto solo sería explicado por los modelos que suponían que el átomo estaba formado por electrones dispuestos en capas). El modelo de Dalton tampoco podía dar cuenta de las investigaciones realizadas sobre rayos catódicos que sugirieron que los átomos no eran indivisibles pero que contenían partículas más pequeñas cargadas eléctricamente.

 modelo atómico de Sommerfeld¹​ es un modelo atómico hecho por el físico alemán Arnold Sommerfeld²​ (1868-1951) que básicamente es una generalización relativista del modelo atómico de Bohr (1913).

Insuficiencias del modelo de Bohr[editar]

El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes. Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.

Características del modelo[editar]

Órbitas elípticas en el modelo de Sommerfeld.

En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de este. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los electrones solo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas son:

• l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp
• l = 1 se denominarían p o principal.
• l = 2 se denominarían d o diffuse.
• l = 3 se denominarían f o fundamental.

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces superior a la masa del electrón.

Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observado al emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supuso que las órbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas. Introdujo el número cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,…(n-1), e indica el momento angular del electrón en la órbita en unidades de ${\displaystyle {\frac {h}{2\pi }}}$, determinando los subniveles de energía en cada nivel cuántico y la excentricidad de la órbita.

Resumen[editar]

En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:

1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.
2. A partir del segundo nivel energético existen uno o más subniveles en el mismo nivel.
3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

En consecuencia, el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.

Modelo de un átomo de Rutherford. Propuso un núcleo con protones y electrones girando alrededor de este.

Animación 3D de un átomo según Ernest Rutherford.

El modelo atómico de Rutherford¹​ es un modelo atómicoo teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford²​ en 1911, para explicar los resultados de su «experimento de la lámina de oro».

Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa.

Historia[editar]

Antes de que Rutherford propusiera su modelo atómico, los físicos aceptaban que las cargas eléctricas en el átomo tenían una distribución más o menos uniforme. Rutherford trató de ver cómo era la dispersión de las partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro muy delgada. Los ángulos resultantes de la desviación de las partículas supuestamente aportarían información sobre cómo era la distribución de carga en los átomos. Era de esperar que, si las cargas estaban distribuidas uniformemente según el modelo atómico de Thompson, la mayoría de las partículas atravesarían la delgada lámina sufriendo solo ligeras deflexiones, siguiendo una trayectoria aproximadamente recta. Aunque esto era cierto para la mayoría de las partículas alfa, un número importante de estas sufrían deflexiones de cerca de 180º, es decir, prácticamente salían rebotadas en dirección opuesta al incidente.

Rutherford pensó que esta fracción de partículas rebotadas en dirección opuesta podía ser explicada si se suponía la existencia de fuertes concentraciones de carga positiva en el átomo. La mecánica newtoniana en conjunción con la ley de Coulomb predice que el ángulo de deflexión de una partícula alfa relativamente liviana por parte de un átomo de oro más pesado, depende del "parámetro de impacto" o distancia entre la trayectoria de la partícula y el núcleo:³​

(1)${\displaystyle \chi =2\pi -2\cos ^{-1}\left({\frac {2K/(E_{0}b)}{\sqrt {1+2K/(E_{0}b)^{2}}}}\right)}$

Donde:

${\displaystyle K=(q_{N}/4\pi \varepsilon _{0})\,}$, siendo ${\displaystyle \varepsilon _{0}}$ la constante dieléctrica del vacío y ${\displaystyle q_{N}\,}$ la carga eléctrica del centro dispersor.

${\displaystyle E_{0}\,}$, es la energía cinética inicial de la partícula alfa incidente.

${\displaystyle b\,}$ es el parámetro de impacto.

Dado que Rutherford observó una fracción apreciable de partículas "rebotadas" para las cuales el ángulo de deflexión es cercano a χ ≈ π, de la relación inversa a (1):

(2)${\displaystyle b={\frac {2K}{E_{0}}}\cot {\frac {\chi }{2}}}$

se deduce que el parámetro de impacto debe ser bastante menor que el radio atómico. De hecho, el parámetro de impacto necesario para obtener una fracción apreciable de partículas "rebotadas" sirvió para hacer una estimación del tamaño del núcleo atómico, que resulta ser unas cien mil veces más pequeño que el diámetro atómico. Este hecho resultó ser la capacidad uniformable sobre la carga positiva de neutrones.

Importancia del modelo y limitaciones[editar]

La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez la existencia de un núcleo central en el átomo (término que acuñó el propio Rutherford en 1912, un año después de que los resultados de Geiger y Mardsen fueran anunciados oficialmente⁴​). Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue «una concentración de carga» en el centro del átomo, ya que, sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9 % de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.

Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además, se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:

• Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales.
• Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de ${\displaystyle 10^{-10}}$s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.⁵​ Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidas. Los resultados de su experimento le permitieron calcular que el radio atómico era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, y en consecuencia, que el interior de un átomo está prácticamente vacío.

Modelos posteriores[editar]

El modelo atómico de Rutherford fue sustituido muy pronto por el de Bohr. Bohr intentó explicar fenomenológicamente que solo algunas órbitas de los electrones son posibles. Lo cual daría cuenta de los espectros de emisión y absorción de los átomos en forma de bandas discretas.

El modelo de Bohr «resolvía» formalmente el problema, proveniente de la electrodinámica, postulando que sencillamente los electrones no radiaban, hecho que fue explicado por la mecánica cuántica según la cual la aceleración promedio del electrón deslocalizado es nula.