linea de tiempo modelos atomicos

MODELOS ATOMICOS

Tania Ximena Ballesteros C.Maria Jose Carrillo pradaEduwin Estiben Rodriuez B. Quimica 1 universidad industrial de santander

modelos atomicos

Newton Lewis

John dalton

Niels Bohr

1875-1946

1766-1844

, 1885 - 1962

Título 1

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Schrödinger

Ernest Rutherford

jhon thompson

1871-1937

1887-1961

1856-1940

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Información del modelo:

El modelo atómico de Dalton fue la primera conceptualización del funcionamiento, estructura y disposición de los átomos. Fue creado entre 1803 y 1807 por Dalton, quien lo denominó en su momento como “teoría atómica” o “postulados atómicos”.

postulados:

Indivisibilidad atómica: Los átomos son las unidades más pequeñas e indivisibles de la materia, no se pueden crear ni destruir en una reacción química. Igualdad atómica: Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en peso y otras propiedades, aunque difieren de los de otros elementos. Conservación de la composición atómica: Los átomos no se pueden dividir, incluso cuando forman compuestos más complejos en reacciones químicas. Variabilidad en la combinación de átomos: Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse en diferentes proporciones para formar compuestos químicos. Combina múltiple: Los átomos de elementos diferentes pueden combinarse en cantidades múltiples para formar diversos compuestos. Conservación de la masa: Durante una reacción química, la cantidad total de átomos permanece constante, no pueden crearse ni destruirse. Proporciones numéricas simples: Los átomos se combinan en proporciones numéricas simples y enteras para formar compuestos, nunca fraccionarias.

virtudes del modelo

La contribución de Dalton a la ciencia puede resumirse en varios puntos clave: Teoría de la materia: Dalton propuso que la materia estaba compuesta de átomos, estableciendo así las bases de la química moderna al identificar las partículas fundamentales de la materia. Leyes de la combinación química: Desarrolló leyes como las de las Proporciones Definidas y las Proporciones Múltiples, que fueron fundamentales para comprender cómo los elementos se combinan en proporciones fijas para formar compuestos. Conservación de la masa: Dalton postuló que la masa total en una reacción química permanece constante, lo que refleja el principio de conservación de la masa y sentó las bases para la estequiometría moderna. Modelo explicativo simple: Aunque su modelo era simplista, ofreció una explicación coherente para los fenómenos químicos de su época, consolidando la idea de los átomos como unidades fundamentales de la materia.

limitaciones y errores del modelo

EIndivisibilidad atómica: Dalton postuló que los átomos son indivisibles, sin embargo, se descubrió que están compuestos de partículas subatómicas. Uniformidad atómica: Dalton asumió que los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades, pero los isótopos contradicen esta idea. Forma esférica de los átomos: Dalton imaginó los átomos como esferas sólidas, ignorando la estructura de electrones orbitales alrededor de un núcleo. Ausencia de consideración eléctrica: Dalton desconocía las cargas eléctricas en los átomos, mientras que posteriormente se descubrieron partículas cargadas como protones y electrones.

Información del modelo:

El modelo del "Pudín de Pasas" de J.J. Thomson, previo al descubrimiento de protones y neutrones, representaba los átomos como esferas de carga positiva con electrones incrustados en ellas. Sin embargo, esta concepción errónea de la distribución de la carga positiva fue corregida por el modelo de Rutherford, que introdujo la idea del núcleo atómico

postulados:

- El átomo es eléctricamente neutro. Esto significa que la cantidad total de carga positiva es igual a la cantidad total de carga negativa en el átomo13. - El átomo está compuesto por electrones, que son partículas con carga negativa12. - Los electrones están incrustados en una esfera de carga positiva123. - La carga positiva está distribuida de manera uniforme en todo el átomo

virtudes del modelo

El modelo atómico de Thomson, aunque fue reemplazado por modelos más precisos, tuvo varias virtudes en su momento:1. Simplicidad: El modelo de Thomson simplificó la complejidad de los átomos para facilitar la comprensión1. 2. Representación visual: Proporcionó una representación gráfica que mostraba la disposición de los componentes subatómicos1. 3. Innovación: Fue revolucionario en su momento porque fue el primero en postular la existencia de partículas subatómicas2. 4. Fundamento para la química moderna: Este modelo es reconocido por ser el primero que dio inicio a lo que se entiende como química hoy en día

limitaciones y errores del modelo

Falta de explicación sobre la estabilidad del átomo: El modelo de Thomson no proporciona una explicación satisfactoria sobre cómo los electrones pueden mantenerse en órbita alrededor del núcleo sin colapsar sobre él debido a la atracción eléctrica1. Tampoco explica por qué los electrones no pierden energía y caen espiralmente hacia el núcleo, como postulaba la teoría electromagnética clásica1

Información del modelo:

El modelo atómico de Lewis, propuesto por el químico Gilbert N. Lewis en 1902, se basa en la idea de que los átomos tienden a alcanzar una configuración electrónica estable similar a la de los gases nobles.

postulados:

Composición del átomo:o Los átomos están compuestos por un núcleo central que contiene protones y neutrones. o Los electrones orbitan alrededor del núcleo en capas o niveles de energía. Electrones de valencia: o Los electrones de valencia se distribuyen en pares alrededor del átomo. o Estos electrones son los responsables de las propiedades químicas de los elementos. Representación gráfica: o En la representación de Lewis, utilizamos puntos o símbolos para representar los electrones. o Los electrones de valencia se muestran como puntos alrededor del símbolo del elemento químico. o Se colocan un máximo de dos puntos en cada lado (arriba, abajo, izquierda y derecha) antes de emparejar los puntos adicionales.

virtudes del modelo

Simplicidad conceptual: Utiliza símbolos simples y reglas claras para representar átomos y moléculas, facilitando su comprensión y aplicación.Énfasis en la valencia: Se focaliza en los electrones de valencia, determinantes en las propiedades químicas y en la formación de enlaces. Representación visual clara: A través de diagramas de puntos, muestra de forma intuitiva la transferencia o compartición de electrones, prediciendo la geometría molecular y propiedades de sustancias. Facilidad predictiva en la reactividad química: Permite anticipar la interacción y formación de compuestos, crucial en la comprensión y diseño de reacciones químicas.

limitaciones y errores del modelo

Enlaces múltiples: Tiene dificultades para explicar los enlaces múltiples. Dinámica de cargas: No describe con precisión la dinámica de las cargas. Simplificación de nubes electrónicas: Las representaciones de Lewis simplifican las nubes electrónicas, limitando su precisión. Aromaticidad y comportamiento magnético: No proporciona información sobre la aromaticidad ni describe con precisión el comportamiento magnético. Representación plana: Las estructuras moleculares se representan de manera plana, lo que puede ser una simplificación excesiva. Tamaño del elemento químico: No refleja el tamaño real del elemento químico.

Información del modelo:

Establece que átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y prácticamente toda la masa. La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se hallan fuera del núcleo.

postulados:

1. Los átomos poseen el mismo número de protones y electrones, por tanto son entidades neutras.2. El núcleo atómico está formado por partículas de carga positiva y gran masa (protones). 3. El núcleo, además, debe estar compuesto por otras partículas con carga neutra para explicar la elevada masa del átomo (superior a lo esperado teniendo en cuenta solo el número de protones). 4. Los electrones giran sobre el núcleo compensando la atracción electrostática (que produce la diferencia de cargas respecto al núcleo) con su fuerza centrífuga.

virtudes del modelo

• Explica la estructura del átomo. • Explica la forma en que se comporta la materia. • Explica la naturaleza de la radiación.

limitaciones y errores del modelo

• No tiene en cuenta la fuerza de la electricidad. • No puede explicar la estabilidad de los átomos. • No puede predecir la forma en que se comportarán los átomos en un campo eléctrico.

Información del modelo:

El nuevo modelo atómico propuesto por Bohr se basó en la idea de que los movimientos dentro del átomo podrían estar regidos por leyes diferentes a las de la física clásica. Aceptó la teoría de Rutherford y la complementó con principios cuánticos. Propuso un átomo con un núcleo rodeado de órbitas donde los electrones no absorben ni emiten energía mientras están en movimiento, pero al cambiar de órbita, emiten un fotón para equilibrar la variación de energía.

postulados:

Los electrones se mueven a una cierta distancia del núcleoPara Bohr, el movimiento circular del electrón tenía un radio de rotación específico, por lo que no podían existir electrones entre dos capas. Los electrones siguen una trayectoria circular Los electrones en estado estacionario se mueven en "niveles de energía" o "capas". Los electrones emiten luz cuando cambian de nivel Todos los elementos cuando se calientan emiten una luz de colores o frecuencias específicas, conocidas como espectro electromagnético.

virtudes del modelo

•-Se pueden deducir los valores para los radios de las órbitas y para sus energías de los electrones. -Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Rydberg y una concordancia con la realidad hasta ahora desconocida.

limitaciones y errores del modelo

-Aun se basa en la física clásica. -Sólo es aplicable al hidrógeno y no a átomos mayores. -Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas en los espectros que el modelo de Bohr no conseguía explicar.

Información del modelo:

Se le conoce como “Modelo Cuántico-Ondulatorio” y fue propuesto por Erwin Schrödinger, en 1926, a partir de los estudios de De Broglie, Bohr y Sommerfeld.Su modelo concibe los electrones como ondulaciones de la materia, es decir, describe el comportamiento ondulatorio del electrón. Schrödinger sugirió que el movimiento de los electrones en el átomo correspondía a la dualidad onda-partícula y, en consecuencia, los electrones podían moverse alrededor del núcleo como ondas estacionarias.

postulados:

Función de onda: En la mecánica cuántica, la función de onda (Ψ) describe la probabilidad de encontrar una partícula en diferentes posiciones y estados de energía, en lugar de definir su trayectoria precisa.Ecuación de Schrödinger: Esta ecuación diferencial parcial gobierna el comportamiento de las partículas cuánticas, describiendo cómo evoluciona la función de onda en el tiempo y el espacio. Operadores: Las propiedades físicas, como posición y energía, se representan mediante operadores matemáticos que actúan sobre la función de onda, brindando información sobre el sistema. Probabilidad: La función de onda proporciona información sobre la probabilidad de encontrar la partícula en una posición y estado de energía particular, relacionada con el cuadrado de su valor absoluto. Superposición: Según el principio de superposición, un sistema cuántico puede existir en múltiples estados simultáneamente, lo que implica que su función de onda puede ser una combinación lineal de diferentes estados posibles.

Predicciones precisas: La mecánica cuántica ofrece predicciones altamente precisas sobre el comportamiento de partículas subatómicas y sistemas cuánticos, las cuales han sido confirmadas experimentalmente, validando así la precisión de la teoría. Explicación de fenómenos observados: La mecánica cuántica es capaz de explicar una amplia gama de fenómenos observados en el mundo subatómico, incluyendo la estructura atómica, las propiedades de los enlaces químicos, el comportamiento de las partículas elementales y los efectos cuánticos en la materia y la radiación. Inclusión de la dualidad onda-partícula: La mecánica cuántica unifica los conceptos de partícula y onda, permitiendo comprender fenómenos aparentemente contradictorios como la interferencia y la difracción de partículas subatómicas. Esta unificación es esencial para entender la naturaleza dual de las partículas subatómicas. E

virtudes del modelo

limitaciones y errores del modelo

-No describe la gravedad: La mecánica cuántica no abarca la gravedad, lo que limita su aplicabilidad en fenómenos a escalas muy pequeñas -Interpretación problemática: La interpretación de la mecánica cuántica presenta desafíos filosóficos y conceptuales -Limitaciones en sistemas de muchas partículas: Resolver la ecuación de Schrödinger para sistemas con muchas partículas interactivas puede volverse computacionalmente prohibitivo, lo que limita su aplicabilidad en sistemas complejos..

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1902: Willis Carrier inventó el aire acondicionado. James Mackenzie inventó el detector de mentiras o polígrafo. George Claude inventó la luz de neón. 1904: Thomas Suillivan inventó las bolsitas de té. Benjamin Holt inventó un tractor. John A. Fleming inventó el diodo de vacío o válvula Fleming.

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Descubrimientos durante el lapso:

-Ley de las proporciones definidas y múltiples (1803) -Descubrimiento del sodio y el potasio (1807 )Ley de las proporciones múltiples de Dalton (1808) .Descubrimiento de la radiactividad (1896): (1896)Descubrimiento de los rayos X Descubrimiento de los rayos catódicos (1859)

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Descubrimientos durante el lapso:

1. Descubrimiento de la relación entre longitud de onda y cantidad de movimiento de una partícula (1923): . Principio de exclusión de Pauli (1925): 3. Formulación de la mecánica de matrices por Werner Heisenberg (1925): 4. Desarrollo de la ecuación de onda de Schrödinger (1926):

Descubrimientos durante el lapso:

DESCUBRIMIENTO POLONIO Y RADIO 1911 Marie Curie gana un segundo premio novel por los descubrimientos del polonio (Po) y el radio (Ra) 1909: Sorensen crea el concepto del pH y desarrolla métodos para medir la acidez de cualquier sustancia.

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Descubrimientos durante el lapso:

• 1905: o Albert Einstein publicó la Teoría de la Relatividad • 1906: o William Kellogg inventó los Cornflakes1. o Lewis Nixon inventó el primer dispositivo similar al sonar1. o Lee Deforest inventó un tubo amplificador electrónico (triodo) 1911: • Glenn H. Curtis construyó el primer hidroavión3. • Ernest Rutherford dedujo la carga positiva del núcleo atómico y presentó su modelo atómico3. • Charles Franklin Kettering inventó el primer sistema de encendido eléctrico del automóvil1

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