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Etimológicamente la palabra
“átomo”, proviene del griego “a tomos”, que significa “no divisible”.
Actualmente la división del átomo, es conseguida con métodos físicos avanzados,
pero al dividirlo, desaparecen las propiedades químicas del elemento original.
No obstante, aunque su significado sea lo contrario, se conserva el nombre
primitivo.
Precisamente fue el filósofo
griego Leucipo (-500;) y su discípulo Demócrito (-460; -370), quienes por
primera vez imaginaron a todo lo existente, como compuesto por partículas “muy
pequeñas no divisibles”, que les llamaron átomos.
1808
- Modelo atómico de John Dalton. Nunca en la historia se esbozó siquiera una
idea respecto de la supuesta conformación o naturaleza del átomo (ni aún los
alquimistas de la edad media). Recién hacia el año 1808 el químico inglés John
Dalton (1766-1844), postuló el primer modelo atómico con bases científicas, ya
que surgió apoyándose en experimentaciones químicas bien fundamentadas: Toda la
materia se podía dividir en dos grandes grupos: los elementos y los compuestos.
Los elementos estarían constituidos por unidades fundamentales, que, en honor a
Demócrito, Dalton denominó átomos. Los compuestos se conformarían por
moléculas, cuya estructura viene dada por la unión de átomos en proporciones
definidas y constantes. De esto surgió la idea del “Peso atómico químico”. La
teoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos eran partículas
indivisibles. Pero nada se dijo sobre su naturaleza íntima o su estructura.
Modelos Atómicos
1897 – Modelo Atómico de Thomson
(o modelo del budín con pasas).. El descubrimiento de los “rayos catódicos” por
Hittorf (alemán;1824-1914) en 1869 y las experiencias de Lenard
(austro-húngaro; 1862-1947), imaginando al “electrón”, llevaron a J.J.Thomson
(inglés;1856-1940) en 1897, a “descubrir realmente al electrón” , con su carga
eléctrica negativa. Esto último lo llevó suponer que el átomo era una “masa
positivamente cargada y difusa” en la cual estarían “embebidos” los electrones.
1911 - Modelo atómico de Rutherford.
Cuidadosas experimentaciones llevaron a Ernest Rutherford (neozelandés-
británico; 1871 - 1937) al convencimiento de que el átomo no era macizo, sino
que era un “inmenso espacio vacío”. En efecto, de acuerdo con este modelo y
refiriéndonos al Hidrógeno, (el elemento más liviano), el átomo estaba formado
por un “núcleo central” fijo, con la mayor parte de la masa del átomo y carga
eléctrica positiva, llamado “protón”; rodeado por un “electrón” de escasa masa
y carga eléctrica negativa, describiendo una órbita circular a gran distancia
del núcleo. El equilibrio orbital se debía a la fuerza centrífuga, oponiéndose
a la atracción electrostática entre las partículas. Este “pequeño sistema solar
en miniatura” es la imagen visual que todos tenemos del átomo moderno.
1913 - Modelo atómico de Bohr Basándose
conceptualmente en el modelo de Rutherfod , el danés Niels Bohr (1895 – 1962),
enunció un nuevo modelo tal que, admitiendo la “estructura planetaria”
anterior, permitiera explicar las contradicciones antes señaladas. Para eso se
fundamentó en la incipiente “mecánica cuántica” de Max Plank – (alemán
–1858-1947) y las investigaciones sobre “fotoelectricidad” de Albert Einstein –
(alemán nacionalizado estadounidense-1879-1955). Su teoría tiene un fuerte
apoyo matemático, pero básicamente se afirma en tres postulados: 1. Mientras
permanecen en una órbita, los electrones no emiten energía. (enunciado en
contradicción con el electromagnetismo clásico). 2. No todas las órbitas son
permitidas, sino aquellas que fija una expresión matemática en función de un
número entero “n” (n=1; 2; 3; 4; 5; 6 y 7) llamado “número cuántico radial o
principal “(cuantificación). 3. Cada órbita define un nivel de energía y solo
hay emisión o absorción de ella, cuando un electrón salta de una órbita a otra.
1930 – Modelo Atómico de Dirac y
Jordan. A partir de 1928 Paul A.M. Dirac (inglés, 1902-1984) y Pascual Jordán
(alemán, 1902-1980), basándose en la mecánica cuántica ondulatoria,
introdujeron una descripción cuántico-relativista del electrón, postulando la
existencia de la antimateria. En las ecuaciones aparece el cuarto número
cuántico, denominado “s”, además de los ya conocidos "n“, "l" y
"m“ (que planteaba Schrödinger). De acuerdo con las transformaciones
iniciada por Born y Jordan y desarrollada en toda su amplitud por Jordán y
Dirac, se llegó a la conclusión de que la estructura formal de la mecánica
cuántica se había integrado. Esto dio lugar a que en los años siguientes se
formalizara la actual “teoría de la electrodinámica cuántica”. En 1930, con el
cuarto número cuántico, se agregó la forma de los orbitales del subnivel
superior y la estructura electrónica de los átomos quedó conformada en forma
definitiva. Se había perfeccionado la solución cuántica anterior.
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Números
cuánticos
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n.-
número cuántico principal
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l.-
número cuántico del momento angular orbital
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m.-
número cuántico magnético
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s.- número cuántico del spin electrónico.
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Valores
permitidos
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n.-
números enteros 1,2,3.
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l.- números enteros desde 0 hasta (n-1)
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m.- todos los números enteros entre +l y -l
incluido el 0
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s.- sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
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Referencias:
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