seegongsik

Evolución del modelo atómico

Atomic Models

Los modelos atómicos han cambiado cada vez que apareció un resultado experimental que el modelo anterior no podía explicar. Thomson descubrió el electrón y propuso electrones incrustados en una carga positiva; el experimento de dispersión de partículas alfa de Rutherford llevó a un modelo con núcleo; y Bohr propuso un modelo de órbitas que explicaba el espectro de líneas del hidrógeno. En el modelo de Bohr la energía del electrón solo toma valores separados según el número cuántico principal n, y cuando el electrón baja de un nivel alto a uno bajo sale luz con la diferencia de energía. En la figura, al cambiar el número cuántico principal n cambian a la vez la órbita del electrón, su nivel de energía y la energía de la luz que emite al caer a n = 1.

¿Por qué cambiaron los modelos atómicos?

💡 Modelos que cambiaron con cada experimento
①Thomson: descubrió el electrón y propuso un modelo con electrones incrustados en una masa de carga positiva
②Rutherford: el experimento de dispersión de partículas alfa reveló un núcleo pequeño y pesado en el centro del átomo
③Bohr: para explicar el espectro de líneas del hidrógeno, propuso que los electrones solo giran en órbitas fijas
④Actual: para recoger la naturaleza ondulatoria del electrón, usa un modelo de orbitales que indica la probabilidad de encontrarlo
⑤El modelo de Bohr solo explica bien átomos de un electrón, como el hidrógeno, y no los átomos con muchos electrones

El modelo de Bohr y los niveles de energía

2
Niveles de energía del átomo de hidrógeno
En = -13,6n² [eV]
Cuanto mayor es n, mayor es la energía, que se acerca a 0
Energía de la luz emitida en una transición
ΔE = Ealta − Ebaja = h ν
h es la constante de Planck y ν es la frecuencia de la luz
🔍 Cómo leer la figura
①n = 1 es el estado fundamental, E = −13,6 eV, el más estable
②n = 2 es el primer estado excitado, E = −3,4 eV
③Al crecer n, la órbita crece en proporción a n² y la separación entre niveles se estrecha
④Cuando n → ∞, E → 0 y el electrón sale del átomo (ionización)

Espectros de líneas y saltos electrónicos

Energía del fotón
E = h ν = h cλ
h = 6,626×10⁻³⁴ J·s; c = 3×10⁸ m/s
💡 Transiciones electrónicas y luz
①Cuando un electrón pasa de un nivel alto a uno bajo, emite luz con la diferencia de energía
②Cuanto mayor es la diferencia de energía, mayor es la frecuencia y más corta la longitud de onda de la luz
③El espectro de líneas del hidrógeno es la prueba de que los niveles de energía están separados
④Las transiciones a n = 1 emiten luz ultravioleta (serie de Lyman)
⑤Las transiciones a n = 2 emiten luz visible (serie de Balmer)

Resuélvelo

Ejemplo 1
En el experimento de dispersión de partículas alfa (α) de Rutherford, la mayoría de las partículas siguió recto pero unas pocas rebotaron en ángulos grandes. ¿Qué estructura atómica revela esto?
1
Se interpreta que la mayoría de las partículas pasaron sin desviarse.
La mayoría sigue recto → el átomo es casi todo espacio vacío
2
Se interpreta que unas pocas partículas rebotaron con ángulos grandes.
Unas pocas se dispersan con ángulos grandes → existe un núcleo (+) pequeño y pesado
▸ El descubrimiento de un núcleo (+) pequeño y pesado en el centro del átomo
Solo si la masa y la carga positiva del átomo están concentradas en un centro diminuto pueden rebotar las partículas alfa con ángulos grandes.
Ejemplo 2
¿Qué fenómeno pudo explicar el modelo de Bohr a diferencia de los modelos de Thomson y Rutherford?
1
Se supone que los electrones no están en cualquier sitio, sino solo en órbitas fijas.
Los electrones solo existen en niveles de energía (órbitas) fijos
2
Se considera que los electrones emiten o absorben luz al pasar de un nivel a otro.
Transiciones entre niveles → emisión o absorción de luz de frecuencias fijas → espectro de líneas
▸ El espectro de líneas del átomo de hidrógeno
Solo si los niveles de energía son fijos y están separados sale la luz con energías fijas, y el espectro de líneas es discreto.

Resumen

Niveles de energía en el modelo de Bohr
En = -13,6n² [eV]
La energía del electrón en el átomo de hidrógeno
Energía de transición
ΔE = 13,6(1nf² - 1ni²) [eV]
El cambio de energía en una transición de ni a nf
Tipo de simulacro KICE 2021 Química I, adaptado
¿Qué modelo atómico explicó por primera vez el espectro de líneas discreto del átomo de hidrógeno?
①Modelo de Dalton
②Modelo de Thomson
③Modelo de Rutherford
④Modelo de Bohr
⑤Modelo de orbitales actual
▸ ④ Modelo de Bohr
1
Los modelos de Thomson y de Rutherford no pueden explicar un espectro de líneas.
2
Bohr explicó el espectro de líneas cuantizando los niveles de energía del electrón.
Bohr: niveles de energía cuantizados → explica el espectro de líneas discreto
🎯 Puntos clave
①Orden de los modelos atómicos: Thomson → Rutherford → Bohr → modelo actual
②El modelo de Bohr solo explica el átomo de hidrógeno, que tiene un electrón
③Niveles de energía del hidrógeno: Eₙ = −13,6/n² eV
④Los espectros de líneas son la prueba de que los niveles de energía son discretos
⑤El estado fundamental n = 1 tiene la menor energía y es el más estable
← Anterior
Concentración molar
Siguiente →
Configuración electrónica

Última actualización

¿Te fue útil? Apoyar seegongsik