Evolución del modelo atómico.

 Evolución del modelo atómico

El modelo atómico es una representación e interpretación de la estructura y composición del átomo. Utilizando el modelo atómico podemos estudiar el comportamiento y las propiedades de los átomos, y explicar la formación de los compuestos químicos. La materia está formada por pequeñas unidades discretas llamadas átomos
Propiedades del átomo

Las propiedades de los átomos se pueden utilizar para identificarlos y determinar a qué elemento químico pertenecen. Algunas de las propiedades que caracterizan a los átomos son:

·         Tamaño. El tamaño de los átomos está determinado aproximadamente por el tamaño de su nube de electrones. El radio atómico es una medida de las dimensiones de un átomo, y se puede medir utilizando la distancia entre dos núcleos atómicos en una molécula.

·         Masa. La masa del átomo está representada mayormente por la suma de las masas de sus nucleones. También, las sumas de las masas de sus electrones hacen un aporte, pero en menor medida.

·         Número atómico. Es la cantidad de protones que tiene un átomo. Los átomos que pertenecen a un mismo elemento químico tienen el mismo número atómico.

·         Número másico. Es la suma de la cantidad de protones más la cantidad de neutrones.

1. Modelo atómico de Demócrito (460 a. C.)

Plantea que los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, indestructibles, e invisibles. Además, son los bloques de construcción del universo y se diferencian en forma y tamaño, pero no tienen estructura interna. La teoría atómica de Demócrito establece que el mundo está compuesto por partículas llamadas átomos, cuyo nombre significa indivisible.

Según esta teoría, los átomos son partículas extremadamente pequeñas, homogéneas, incompresibles, indivisibles y de existencia eterna. Además, propone que estas partículas solo difieren en su forma y tamaño.

Por otra parte, Demócrito establece que las propiedades de la materia dependen de la forma en que agrupan los átomos.

Algunos postulados que establece el modelo atómico de Demócrito son:

·         El universo está compuesto por átomos y vacío.

·         Los átomos son eternos, indivisibles y homogéneos.

·         Los átomos se diferencian por forma y tamaño.

·         La materia está formada por agrupación de átomos.

·         Los átomos se mueven en el vacío.

·         Los átomos no tienen cualidades sensoriales.

2. Modelo atómico de Dalton (1803-1808)

En la teoría atómica de Dalton, este modelo plantea que el átomo es una unidad indivisible, con alguna forma esférica. Además, los átomos de un mismo elemento son iguales, tienen la misma masa y las mismas propiedades. Por otra parte, establece que los átomos no se pueden dividir y cuando se combinan átomos para formar un compuesto químico, estos se combinan en proporciones simples.

“Postulados Atómicos”, que plantean que:

·         Todo está hecho de átomos, que son indivisibles e indestructibles.

·         Los átomos de un mismo elemento químico son iguales entre sí, y tienen la misma masa e iguales propiedades.

·         El peso atómico es el peso de cada elemento respecto al peso del hidrógeno.

·         Los átomos no se dividen, ni cuando participan en reacciones químicas.

·         Cuando se combinan átomos de dos o más elementos químicos, se forman compuestos químicos.

·         Los átomos se combinan en relaciones simples para formar compuestos químicos.

·         Los átomos de elementos químicos diferentes se pueden combinar de formas distintas para formar distintos compuestos químicos. 

3. Modelo atómico de Thomson (1898)

Plantea que los átomos están formados por una región esférica positiva con los electrones incrustados en ella. Esta disposición de los electrones es similar a la distribución de las pasas en un budín, por eso se le conoce como el modelo del budín con pasas.

El modelo atómico de Thomson sirvió de guía para construir los modelos atómicos futuros, como el modelo atómico de Rutherford y el modelo atómico de Bohr. Algunas de las características de este modelo son:

• Estructura interna del átomo. Estableció una estructura interna del átomo.
• Átomo neutro. Propuso que el átomo tiene una parte positiva y una parte negativa y, así, las cargas se cancelan y el átomo es neutro.
• Modelo del budín de pasas. Estableció que el átomo está formado por una esfera positiva y los electrones están distribuidos en esa esfera, de una forma similar a cómo están distribuidas las pasas en un budín.

Los principales aportes de este modelo fueron:

·         La existencia de partículas subatómicas. Estableció que el átomo está formado por partículas más pequeñas que él, y que estas partículas tienen carga positiva y negativa, que se compensan para formar un átomo neutro.

·         Rayos catódicos. Podía explicar la existencia de los rayos catódicos.

·         Una estructura interna del átomo. Aportó una estructura interna del átomo basada en partículas subatómicas. 

4. Modelo atómico de Rutherford (1911)

Plantea que el átomo tiene un núcleo donde se concentra la carga positiva, y alrededor de él orbitan los electrones. Este modelo propone la existencia de un núcleo atómico.

En su modelo atómico, Rutherford propuso que los átomos tienen un núcleo central donde se encuentra el mayor porcentaje de su masa. Además, según esta teoría, este núcleo tiene carga eléctrica positiva y es orbitado por partículas de carga opuesta y menor tamaño (electrones).

Según las consideraciones de Rutherford, el átomo funciona de manera similar a un Sistema Solar, donde los electrones orbitan alrededor de un núcleo atómico más pesado, como hacen los planetas alrededor del Sol.

Rutherford basó su modelo atómico en ciertas suposiciones que constituyen los siguientes postulados:

•          Núcleo central. La mayor parte de la masa del átomo se concentra en el núcleo, que es de mayor tamaño y peso que el resto de las partículas subatómicas.
•          Carga del núcleo. El núcleo atómico tiene carga positiva.
•          Trayectoria de los electrones. Alrededor del núcleo atómico giran los electrones, que son partículas con carga eléctrica negativa.
•          Carga del átomo. La suma de las cargas eléctricas positivas y negativas de un átomo debería dar cero como resultado. Es decir, el átomo debe tener igual cantidad de cargas eléctricas positivas y negativas para que sea eléctricamente neutro.
•         Espacio entre las partículas subatómicas. El átomo está compuesto mayormente por espacio vacío.

5. Modelo atómico de Bohr (1913)

Bohr fue el primero en proponer que los electrones están ubicados en órbitas circulares específicas y permitidas alrededor del núcleo. Esto explicó por qué los átomos no colapsan —según algunos modelos atómicos anteriores, como el de Rutherford, los electrones giran alrededor del núcleo, pero pueden girar en cualquier órbita, lo que provocaría que los electrones colapsen contra el núcleo atómico cuando liberen toda su energía durante el giro—.

En el modelo de Bohr esto no sucede, pues los electrones no pueden ocupar órbitas distintas de las permitidas, es decir, el electrón no puede acercarse al núcleo más allá de la órbita permitida más cercana.

En el modelo atómico de Bohr se intenta explicar la estabilidad de la materia y las líneas que aparecen en los espectros de absorción y emisión de los gases. Para lograr esto, Bohr estableció un conjunto de aproximaciones que describen su modelo:

•         Los electrones giran alrededor del núcleo atómico en órbitas circulares específicas, es decir, no pueden girar en cualquier órbita, solo pueden girar en las permitidas.
•         Los electrones que rodean el núcleo de un átomo pueden ser internos o externos.
•          Los electrones están ubicados en niveles definidos de energía (o sea, en distintas órbitas) y a distancias fijas.
•         La órbita más cercana al núcleo tiene la menor energía y la más lejana tiene la mayor energía.
•         En cada órbita puede haber un número determinado de electrones, y la forma en que se distribuyen los electrones se denomina configuración electrónica.
•          Los electrones pueden saltar de una órbita a otra, pero estos saltos solo pueden ocurrir entre órbitas permitidas.
•          Si un electrón salta de una órbita de mayor energía a una de menor energía, este electrón libera energía, que se desprende en forma de fotón o luz. Por otra parte, si salta de una órbita de menor energía a una de mayor energía, este electrón absorbe energía.
•        Plantea que los electrones giran alrededor del núcleo atómico siguiendo trayectorias específicas sin perder energía. Además, los electrones solo emiten o absorben energía cuando saltan entre órbitas permitidas.

6. Modelo atómico de Lewis

El modelo atómico de Lewis es uno de los modelos atómicos que intenta explicar la estructura del átomo. Este modelo también se conoce como “modelo del átomo cúbico”.

Según el modelo atómico de Lewis, los electrones de un átomo están ubicados en los ocho vértices de un cubo, es decir, el átomo está representado por un cubo con los electrones situados en sus vértices. Las ideas propuestas en este modelo están basadas en la Regla de Abegg, que establece que la diferencia entre el máximo y el mínimo número de oxidación de un elemento químico comúnmente es ocho.

Las ideas planteadas en este modelo(El átomo y la molécula), y además, a través de ellas se intenta explicar la valencia, que es el número de electrones que cede o acepta un átomo para completar con ocho electrones su último nivel de energía.

Aunque fue desplazado por otros modelos atómicos, como el modelo atómico de Schrödinger, el modelo atómico de Lewis tuvo gran importancia científica para entender el enlace químico. Lewis además planteó la Regla del Octeto, la formación de pares de electrones en el enlace covalente y la Estructura de Lewis, que es una representación gráfica de átomos y moléculas, donde los electrones son representados por puntos y los pares de electrones que forman un enlace químico son representados por guiones.

Características del modelo atómico de Lewis

• Representa a los electrones de un átomo en los ocho vértices de un cubo. Según esta representación se encontró una forma de describir el enlace covalente.
• Se basa en la Regla del Octeto. Esta regla plantea que los iones de los elementos químicos de la Tabla Periódica tienden a completar sus últimos niveles de energía con 8 electrones y, de esta forma, adquieren una configuración muy estable. Así, los átomos se enlazan entre sí para completar sus últimos niveles de energía con 8 electrones.
• Describe una manera de explicar la formación de los distintos enlaces químicos. Explica la formación de los distintos enlaces químicos, como el enlace iónico, covalente simple, doble y triple.
• Describe la organización de los electrones cuando forman un enlace químico. Introduce la idea de que los electrones se ubican formando pares cuando forman los enlaces químicos que unen los átomos en la formación de compuestos moleculares.
• Justifica la existencia de distintas formas moleculares. La forma molecular depende de la disposición de los pares de electrones.

Enlaces químicos según el modelo atómico de Lewis

El modelo atómico de Lewis tuvo un gran impacto en la descripción del enlace químico. En el modelo se propone una explicación para la formación del enlace covalente y el enlace iónico.

Según Lewis, algunos tipos de enlaces se forman de la siguiente manera:

• Enlace iónico. Se forma cuando se transfiere un electrón de un cubo a otro y no se comparte ninguna arista del cubo.

• Enlace covalente simple. Se forma cuando dos cubos comparten un borde, lo que implica que se comparten dos electrones.

• Enlace covalente doble. Se forma cuando dos cubos comparten una cara, lo que implica que se comparten cuatro electrones.

Enlace covalente triple

Los enlaces covalentes triples no podían ser explicados utilizando el modelo del átomo cúbico, pues en un enlace covalente triple se comparten seis electrones. Según este modelo, en cada vértice del cubo está ubicado un electrón y no es posible que dos cubos compartan los electrones ubicados en seis vértices, por lo que no se puede explicar la formación de este tipo de enlace.

7. Modelo atómico de Sommerfeld (1916)

Este modelo mejoró el modelo de Bohr, pues establece que los electrones se mueven en órbitas elípticas (no esféricas, como sugirió Bohr) alrededor del núcleo y que además existen subniveles de energía en un mismo nivel de energía.

Sommerfeld planteaba que los electrones que giraban alrededor del núcleo lo hacían en órbitas elípticas. Con esto pretendía solucionar la deficiencia del modelo de Bohr, quien sostenía, en un modelo anterior, que los electrones giraban en órbitas circulares alrededor del núcleo atómico.

En este sentido, Sommerfeld hizo una serie de correcciones al anterior modelo de Bohr. Así, Sommerfeld propuso un modelo relativista, pues descubrió que los electrones de algunos átomos alcanzan una velocidad cercana a la de la luz cuando giran alrededor del núcleo del átomo.

Postulados

·         Sommerfeld propuso un conjunto de postulados en los que se sustenta su modelo atómico. Para establecer estos postulados utilizó como base algunas características del modelo atómico de Bohr y la teoría de la relatividad de Albert Einstein.

·         Movimiento de los electrones alrededor del núcleo. Los electrones se mueven alrededor del núcleo atómico describiendo órbitas circulares o elípticas.

·         Igual energía en niveles, pero subniveles diferentes. Los electrones de un mismo nivel de energía tienen la misma energía, pero a partir del segundo nivel de energía existen subniveles de energía en cada nivel de energía, y cada subnivel tiene una energía ligeramente diferente.

·         Número cuántico azimutal y órbitas elípticas. Para las órbitas elípticas, la excentricidad (cuánto se diferencia una elipse de la circunferencia que le dio origen) de cada órbita llevó al surgimiento de un número cuántico nuevo: el número cuántico azimutal. Este número cuántico determina la forma de los orbitales.

·         Corrientes eléctricas en los electrones. Los electrones tienen pequeñas corrientes eléctricas.

Aportaciones del modelo Sommerfeld

·         Órbitas elípticas. Corrigió la suposición de Bohr, que dice que todas las órbitas tienen trayectorias circulares, pues Sommerfeld estableció que existen órbitas que tienen trayectorias elípticas.

·         Espectros de emisión. Pudo calcular con bastante exactitud la estructura de los espectros, es decir, la aparición de líneas más finas en las líneas de emisión.

·         Velocidad de los electrones. Descubrió que los electrones de algunos átomos tienen velocidades muy cercanas a la velocidad de la luz (300 000 km/s). 

8. Modelo atómico de Schrödinger (1926)

El modelo atómico de Schrödinger es uno de los modelos atómicos que se establecieron para explicar la estructura del átomo. Fue propuesto por el físico y filósofo austríaco Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger en el año 1926, quien, además, obtuvo el premio Nobel de física en el año 1933 por sus aportes a la teoría atómica.

Su modelo establece que los electrones son ondas estacionarias de materia que se mueven alrededor del núcleo atómico, es decir, que los electrones tienen comportamiento ondulatorio y, a su vez, se comportan como partículas.

Schrödinger utilizó el modelo atómico de Bohr, el modelo atómico de Sommerfeld y los estudios del físico francés Luis de Broglie como base para proponer su modelo atómico.

Las suposiciones de Schrödinger hicieron posible que luego el matemático y físico alemán Max Born pudiera hacer una interpretación probabilística para encontrar a una partícula en el espacio, en este caso, el electrón.

Luego de esta interpretación, la posición o la cantidad de movimiento de un electrón se podían estudiar desde el punto de vista probabilístico, pero no se podían conocer ambas a la vez, pues lo impide el Principio de Incertidumbre de Heisenberg (que plantea que es imposible conocer algunas magnitudes físicas observables a la vez, como la posición y la cantidad de movimiento).

9.Modelo atómico actual

El modelo atómico que se utiliza en la actualidad para representar la estructura y las propiedades del átomo está enmarcado en la mecánica cuántica no relativista, y se basa en el modelo propuesto por Schrödinger, en el espín electrónico y en el Principio de exclusión de Pauli, que plantea que dos electrones no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales.

Los electrones se consideran ondas de materia en el modelo atómico actual. Alrededor del núcleo atómico, los electrones están distribuidos en regiones llamadas orbitales atómicos, que se definen como las regiones donde es más probable encontrar un electrón alrededor del núcleo. Por otra parte, en este modelo, la energía y el momento angular del electrón no pueden tener cualquier valor, sino que solo pueden tomar valores permitidos, por lo que se dice que están cuantizados.

Utilizando la ecuación de Schrödinger se pueden predecir los valores de energía y momento angular asociados a un electrón, y el cuadrado de la función de onda asociada determina los orbitales atómicos.

Algunos postulados del modelo atómico actual son:

• El electrón se representa por su espín, su masa y su carga eléctrica negativa.
• El electrón tiene comportamiento onda-partícula.
• Las regiones permitidas para el electrón están determinadas por la función de onda, y el cuadrado de esta representa la probabilidad de encontrar a un electrón alrededor del núcleo.
• Un mismo estado representado por los números cuánticos n (número cuántico principal), l (número cuántico azimutal) y m (número cuántico magnético) puede estar ocupado solo por dos electrones, siempre que estos tengan espines contrarios. El espín es el cuarto número cuántico.

 

2da y 3era REVOLUCIÓN DE LA QUÍMICA

 SEGUNDA REVOLUCIÓN DE LA QUÍMICA: EL ORDEN EN LA DIVERSIDAD DE LAS SUSTANCIAS: APORTACIONES DEL TRABAJO DE CANNIZZARO Y MENDELEIEV

PDA:

o    Identificarás el análisis y la sistematización de resultados como características del trabajo científico realizado por Cannizzaro, al establecer la distinción entre masa molecular y masa atómica.

o    Identificarás la importancia de la organización y sistematización de elementos con base en su masa atómica en la tabla periódica de Mendeléiev, que lo llevó a la predicción de algunos elementos aún desconocidos.

o    Argumentarás la importancia y los mecanismos de la comunicación de ideas y productos de la ciencia como una forma de socializar el conocimiento.

 La segunda revolución química fue un periodo en el que se organizó el conocimiento sobre los elementos químicos y se consolidaron conceptos como la molécula, la isomería y la valencia. 

Principales características 

• Se desarrolló la química orgánica
• Se consolidaron los conceptos de molécula, isomería y valencia
• Se organizó la tabla periódica de los elementos

Principales descubrimientos

• La tabla periódica, propuesta por Dmitri Mendeleiev en 1869 
• La ley periódica de los elementos, que establece que las propiedades de los elementos son función periódica de sus masas atómicas 
• La reducción-oxidación de aldehídos, descubierta por Stanislao Cannizzaro 

Antecedentes 

• La teoría atómica de Dalton
• Las leyes de los gases de Gay-Lussac y Cavendish
• La hipótesis de Avogadro sobre el número de partículas en volúmenes iguales de gases distintos

 Muchos científicos destacados consideraban que el átomo era un concepto útil que representaba a una reacción química, pero negaba su existencia como partícula material.

Un hecho trascendental e importante fue el concepto de peso atómico y se relaciona con el peso molecular, esto sentó las bases de la teoría atómica, y despejó las dudas de la época pues se usó un lenguaje sencillo. 

Cannizzaro aplicó la ley de Gay-Lussac para calcular los pesos atómicos y relacionarlos con los pesos moleculares. También supo la hipótesis de Avogadro y Ampere así como el método de Dumas para determinar los pesos moleculares de los líquidos.

Para el cálculo del peso atómico empleó la ley de Dulong y Petit. Con todos esos antecedentes pudo construir una tabla con 33 sustancias que es lo que permitió el desarrollo de la tabla periódica de los elementos químicos.

Cannizzaro formuló una ley para determinar los pesos atómicos de los elementos: las distintas cantidades del mismo elemento contenido en distintas moléculas son todas múltiplos enteros del peso atómico. Y que representaban el átomo como la porción más pequeña de un elemento que entra en la molécula de sus compuestos.

Los pesos atómicos propuestos por Cannizaro fueron la clave para elaborar la Tabla periódica de los elementos químicos.

Las ventajas del sistema de Cannizzaro eran las siguientes:

1.- Se establecía un único peso atómico para cada elemento químico.
2.- Las fórmulas de las sustancias simples tienen sentido y se pueden determinar con exactitud al dividir su peso molecular por el peso atómico del elemento.
3.- Los pesos atómicos y sus fórmulas derivadas están de acuerdo con la ley de Dulon y Petit y el isomorfismo.

La tabla periódica en la segunda revolución de la química

A mediados del siglo XIX comenzaron los primeros intentos por encontrar una clasificación razonable que permitiera ordenar los elementos químicos. Algunos Científicos se guiaban por los pesos atómicos, otros por los equivalentes y otros por las valencias.

Mendeleiev fue el único en tomar en cuenta los pesos atómicos corregidos por Cannizzaro y las propiedades de los elementos.

Meyer también descubrió la correlación entre los elementos químicos y los pesos atómicos, pero -a diferencia de Mendeleiev- tenía anomalías en su tabla pues los elementos no encajaban en el grupo que les correspondía y había huecos en el orden establecido.

En 1869, Mendeleiev presentó la primera versión de su tabla periódica con 63 elementos.

La importancia de la periodicidad

Las propiedades de los elementos químicos siguen la ley periódica en orden creciente del número atómico, que coincide con el número total de protones en el núcleo atómico.

 La teoría atómica

Además de los trabajos de Lavoisier, Dalton conocía los trabajos sobre la combinación química de Proust y Richter y al intentar explicar la solubilidad de distintos gases en agua, propuso su teoría atómica, construyendo modelos atómicos de madera, esto permitió observar cómo se intercambian los átomos entre las moléculas, permitiendo primero modelar y luego intentar sintetizar nuevas sustancias.

Las leyes de los gases

Gay-Lussac y Cavendish observaron que el hidrógeno y el oxígeno formaban agua en una relación volumétrica de 2:1, concluyendo que todos los gases siempre se combinaban en la relación más simple cuando interactuaban entre sí. Posteriormente el químico italiano Avogadro pudo diferenciar entre moléculas y átomos considerando que dos átomos iguales se pueden combinar para formar una molécula, a su vez, propuso la hipótesis de que volúmenes iguales de gases distintos deben tener el mismo número de partículas

Ideas electroquímicas del enlace

Tabla que representa la escala de electronegatividad propuesta por Berzelius en el siglo XIX

Las primeras nociones de que el enlace químico era de naturaleza eléctrica se obtuvieron de los resultados de los experimentos de los científicos ingleses Nicholson y Carlisle quiénes lograron descomponer el agua en hidrógeno y oxígeno mediante el paso de corriente eléctrica.⁴​

Por otro lado, Berzelius desde 1802 descubrió que las sales alcalinas se descomponían en ácidos y bases utilizando este proceso conocido como electrólisis. Berzelius consideraba que los átomos de los diversos elementos eran dipolos eléctricos con una carga predominantemente positiva o negativa, de ahí surgió un sistema dualístico que permitía entender las diversas combinaciones químicas

1.     1900: Teoría cuántica de Max Planck

o    Max Planck propone la teoría cuántica, que sentó las bases para comprender el comportamiento de las partículas subatómicas y la relación entre energía y frecuencia.

2.     1904: Modelo de Rutherford para la estructura del átomo

o    Ernest Rutherford propone un modelo atómico en el que los electrones orbitan alrededor de un núcleo central cargado positivamente, lo que revoluciona la comprensión de la estructura atómica.

3.     1913: Modelo de Bohr del átomo

o    Niels Bohr desarrolla un modelo del átomo que incorpora niveles de energía cuantizados para los electrones, lo que ayuda a explicar la emisión y absorción de luz por los átomos.

4.     1927: Principio de incertidumbre de Heisenberg

o    Werner Heisenberg formula el principio de incertidumbre, que establece que es imposible conocer con precisión la posición y la velocidad de una partícula al mismo tiempo.

5.     1932: Descubrimiento del neutrón

o    James Chadwick descubre el neutrón, una partícula neutra en el núcleo atómico, lo que lleva a una mejor comprensión de la estructura de los núcleos atómicos.

6.     Década de 1930: Desarrollo de la química orgánica sintética

o    Durante esta década, se producen avances significativos en la síntesis de compuestos orgánicos, lo que lleva al desarrollo de nuevos plásticos, fibras sintéticas y productos químicos farmacéuticos.

7.     1953: Descubrimiento de la estructura del ADN

o    James Watson y Francis Crick proponen una estructura en forma de doble hélice para el ADN, lo que revoluciona la biología molecular y la genética.

8.     1960: Desarrollo de la teoría de la estructura electrónica

o    La teoría de la estructura electrónica, que se desarrolla en esta década, proporciona una comprensión profunda de cómo los electrones ocupan y se mueven en los orbitales atómicos, lo que es fundamental para la química moderna.

9.     1970: Desarrollo de la química computacional

o    Se comienzan a utilizar métodos computacionales para el estudio de la química teórica, lo que permite predecir y modelar propiedades químicas y reacciones.

10.   1980-1990: Avances en la nanotecnología y la química supramolecular

  

Tercera revolución química

La tercera revolución química fue un periodo de la historia de la química que comenzó a principios del siglo XX. Se caracterizó por el descubrimiento de los electrones y la radiactividad, lo que permitió reconocer que los átomos podían dividirse. 

La 3era revolución química fue quizás la más importante: apareció Bohr con su teoría de que el átomo está compuesto por capas de energía u orbitales atómicos, y que el salto del electrón de un orbital a otro liberaba o atrapaba energía, y que se clasificaban según el nº de electrones de valencia.

Esta revolución dio lugar a modelos atómicos y moleculares que permiten explicar y predecir la estructura, propiedades y composición de los materiales. 

Entre los aportes de la tercera revolución química se encuentran: 

• El reconocimiento de que los átomos pueden dividirse
• La creación de modelos atómicos y moleculares
• La comprensión de los orbitales atómicos y los electrones
• La identificación de los cuatro tipos básicos de orbitales (s, p, d, f)
• La explicación de las uniones químicas, como las covalentes, iónicas y metálicas

Ideas principales de la tercera revolución de la química

Sobre la valencia y la estructura de los átomos y las moléculas, obra de Gilbert N. Lewis, es la fuente de muchas de las ideas actuales de la teoría electrónica sobre enlaces y reactividad

1. El enlace formado a través de un par de electrones compartidos

2. La continuidad del enlace y la polarización

3. La relación entre la polaridad del enlace y la electronegatividad

4. Ácidos y bases

5. La definición de Lewis de ácidos y bases

6. La importancia de los puentes de hidrógeno

7. Los electrones de valencia son los que se permiten que se dé el enlace químico

8. La regla del octeto

Personajes de la tercera revolución química y sus aportes

– Gilbert Newton Lewis (1875-1946), fisicoquímico estadounidense que ideó el concepto de enlace covalente y acuñó el vocablo “fotón”. Además, estableció la regla del octeto.

– Niels Bohr (1885-1962), físico danés que ayudó a la comprensión del átomo y la mecánica cuántica.

– Henry Moseley (1887-1915), fisicoquímico británico que descubrió 5 elementos nuevos y estableció el concepto de número atómico.

– Erwin Schrödinger (1887-1961), físico austriaco que estableció la “ecuación de Schrödinger”, que se convertiría en las bases de la mecánica cuántica.

– Werner Heisenberg (1901-1976), físico teórico alemán, pionero de la mecánica cuántica.

– Linus Pauling (1901-1994), ingeniero químico y bioquímico estadounidense. Entre otros aportes, introdujo la teoría de enlace de valencia. Fue uno de los primeros químicos cuánticos.