por que no podemos considerar a los atomos como esferas soidas indivisibles?

Question

esto es de quimica basica

Answer 1

Si bien etimológicamente átomo significa indivisible, se demostró hace bastante tiempo que en realidad estaba compuesto por varios elementos de distinta naturaleza, por lo tanto no es homogéneo. Tampoco es sólido si se juzga desde el punto de evaluar el volumen de cada partícula componente, es mas, es en la practica totalmente "vacío" . Lo que ocurre es que debido al movimiento de sus componentes perimetrales (electrones) estadísticamente puede considerarse que ocupa un "volumen" que se supone próximo a la esfera.

Answer 2

Porque muchos químicos y físicos han demostrado que no es así... Porque ya se ha cambiado el modelo atómico... Porque sabemos que está compuesto de partículas subatómicas, por lo que no es indivisible... Porque se puede destruir bombardeándolo con neutrones como en una reacción nuclear... Porque conocemos las características de sus componentes... etc...
Eso es de química básica del siglo antepasado.

Answer 3

Porque en los compuestos químicos los átomos al compartir electrones los núcleos se acercan mas entre si que si no estuvieran combinados.

Dicho de otra manera: si fueran esferas sólidas no formarían compuestos se escaparían unos de otros.

Answer 4

Porque el átomo puede ser fraccionado.

Answer 5

Thomson, sir Joseph John (1856-1940), físico británico, estableció otra teoría que respondía a las nuevas propiedades que se estaban encontrando en la materia, en concreto las propiedades eléctricas. Según el modelo atómico de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones, unas partículas que surgen de los tubos catódicos y que tienen carga eléctrica negativa, de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.

La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa (que, aunque no lo sabía no son más que núcleos de Helio, es decir dos protones y dos neutrones unidos) atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º. El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con carga eléctrica positiva fue llamado núcleo.

Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones. En el modelo de Rutherford, el núcleo era el responsable de casi toda la masa del átomo y los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta, es decir la fuerza centrífuga debida a su movimiento circular. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.

El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo.

Esta contradicción en el modelo de Rutherford fue el germen para que, unos años más tarde, Niels Bohr (1885-1962), un físico danés, estableciera un nuevo modelo atómico. En el modelo atómico de Bohr se aplica por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos.

Este modelo implicaba los siguientes postulados:

1. El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.
2. Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
3. En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
4. Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica de Planck en 1900. Esta hipótesis cuántica nació para explicar la teoría ondulatoria electromagnética de la luz y se basa en suponer que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores.

Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro. En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.

El modelo de Bohr era muy similar al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.

Hasta 1932 las únicas partículas subatómicas que se conocían eran las partículas alfa, el electrón y los protones (que estaban en el núcleo y tenían carga eléctrica positiva), pero en dicho año el físico inglés J. Chadwick descubrió el neutrón, y enseguida se vio que junto al protón constituyen los dos componentes esenciales del núcleo. Al protón y al neutrón se les llama nucleones y forman todos los núcleos de todos los elementos que se conocen, salvo el del hidrógeno, que está formado por un único protón.

Los elementos cuyos núcleos están formados por el mismo número de protones (número atómico o Z) son indistinguibles desde el punto de vista químico. Es decir, son el mismo elemento. A elementos iguales con diferente número de neutrones se les llaman isótopos, y al número de protones y de neutrones que tiene un núcleo se la llama número másico o A. Para los núcleos ligeros ocurre que el número de protones y de neutrones es el mismo, es decir A = 2 * Z, pero a medida que los núcleos son más pesados el número de neutrones aumenta más rápidamente que el de protones, A > 2 * Z. Estudiando los números atómicos y másico de cada núcleo conocido se encuentra una curva que define los núcleos estables, por el contrario aquéllos con un exceso o defecto de protones presentan una desintegración natural o radiactividad.

Fue a partir de entonces cuando, para asombro de los físicos, apareció una avalancha de nuevas partículas: en 1928 Dirac había elaborado una teoría del electrón que vaticinaba la existencia de un electrón de carga positiva al que llamó positrón, éste fue descubierto por Anderson en 1932; en 1930, Pauli había señalado la necesidad de introducir una nueva partícula indistinguible, el neutrino, para mantener la conservación del momento lineal, ésta fue confirmada por Fermi en 1934; en 1934, y puesta de manifiesto empíricamente por Cowan y Reines en 1955; en 1935, estudiando la radiación cósmica encontró otra partícula, el mesón, con masa intermedia entre el electrón y el protón; A. Duperier, Lattes y muchos físicos más analizando los rayos cósmicos encontraron una gran variedad de nuevas partículas inestables y con vidas muy efímeras.