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Modelos atomicos

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Modelos atomicos

  1. 1. L.C.Q.: Brissa Marina Delgado Moreno.
  2. 2. Teoría atómica A través de la historia se planearon diferentes concepciones filosóficas y teorías científicas para poder explicar las propiedades del mundo material
  3. 3. Concepciones Filosóficas Los continuistasLos atomistas 1) Todo está hecho de átomos Leucipo: la materia es discontinua, y estaría formada por partículas indivisibles e invisibles. Demócrito: discípulo de Leucipo, bautizó las partículas indivisibles llamándolo átomos. 2) La materia es discontinua. 1) pensaban que los átomos no existían 2) No hay límite para dividir la materia «Si no pueden verse, entonces no existen»
  4. 4. El filósofo griego Leucipo afirmaba que la materia es discontinua porque estaría formada por partículas discretas indivisibles llamadas átomos (en griego “átomo” significa indivisible), que seria el limite de división de la materia. sostenía que el elemento último de la realidad es el átomo, partícula eterna, indivisible, invisible y homogénea
  5. 5. En resumen, en la teoría atomista se hacían las siguientes consideraciones:  Si se divide un trozo de materia en partes cada vez más pequeñas, se acabará encontrando una porción que no se pueda seguir dividiendo.  Las propiedades de la materia varían según la forma en que se agrupen los átomos.  Los átomos no pueden verse por que son muy pequeños. Así pues en la teoría atomista, que es también mecanicista, los átomos son:  Partículas materiales indestructibles  Desprovistas de cualidades  Se distinguen entre si por su forma y dimensión
  6. 6. Empédocles, contemporáneo de Demócrito, quien sostenía que todos los materiales están compuestos por cuatro “elementos” : tierra, aire, fuego y agua; Aristóteles (300 años a.c.), discípulo de Empédocles, describió los 4 elementos como la combinación de propiedades fundamentales de la materia: sequedad, humedad, calor y frio. Unos veinte siglos después (1661), el físico y químico ingles Robert Boyle en su libro “el Químico Escéptico”, acepto la existencia del átomo
  7. 7. Isaac Newton, en su obra conocida como “Principia” (1867) señala que «las partes más pequeñas de los cuerpos tienen extensión, son duras e impenetrables, se mueven y están dotadas de inercia propia», también acepto la teoría atomista de la materia.
  8. 8. Diferentes hechos experimentales motivaron a la formulación de diferentes modelos atómicos por parte de los científicos en su intento de explicar la naturaleza y composición de la materia. Concepciones científicas acerca del átomo
  9. 9. John Dalton estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos John Dalton (1766-1844).- Nació en Cumberland, Inglaterra. Estudió inicialmente en una escuela rural y su progreso fue tan rápido que a la edad de doce años se convirtió en maestro de la escuela. En 1793 se trasladó a Manchester y allí se estableció para el resto de su vida, primero como profesor en el New College y más tarde como tutor privado. Dalton nunca se casó y siempre vivió de una forma sencilla y humilde, incluso cuando alcanzó fama.
  10. 10. Teoría atómica de Dalton 1. La materia está compuesta por partículas diminutas, indivisibles e indestructibles llamadas átomos. 2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (es decir, con igual masa y propiedades). 3. Los átomos de diferentes elementos tienen masas y propiedades distintas. 4. Los átomos permanecen sin división, incluso cuando se combinan en reacciones químicas.
  11. 11. 6. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. 5. Los átomos, al combinarse para formar compuestos (lo que hoy llamamos moléculas) mantienen relaciones simples.
  12. 12. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su, teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. 7. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. En las reacciones químicas los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. Modelo atómico de Dalton
  13. 13. A mediados del siglo XIX, los científicos comenzaron a estudiar las descargas eléctricas a través de tubos parcialmente evacuados (tubos a los que se les había extraído por bombeo casi todo el aire). Un alto voltaje produce radiación dentro del tubo. Esta radiación recibió el nombre de rayos catódicos porque se originaba en el electrodo negativo, o cátodo. Aunque los rayos en sí son invisibles, su movimiento puede detectarse porque hacen que ciertos materiales, incluido el vidrio, despidan rayos de luz fluorescente.
  14. 14. En la ausencia de campos magnéticos o eléctricos, los rayos catódicos viajan en línea recta. Sin embargo, los campos magnéticos y eléctricos "doblan" los rayos, es decir, los desvían tal como se esperaría que lo hicieran partículas con carga negativa. Más aún, una placa metálica expuesta a rayos catódicos adquiere una carga negativa. Estas observaciones de las propiedades de los rayos catódicos sugirieron a los científicos que la radiación consiste en una corriente de partículas con carga negativa, que ahora llamamos electrones. Además, se descubrió que los rayos catódicos emitidos por cátodos de diferentes materiales eran iguales. Todas estas observaciones dieron pie a la conclusión de que los electrones son un componente fundamental de la materia
  15. 15. Sir Joseph John Thomson (1856-1940).- Hijo de un librero, nació el 18 de diciembre de 1856 cerca de Manchester, Lancashire. Con catorce años ingresó en Owens Collage (hoy parte de la Universidad de Manchester). En 1906, obtuvo el Premio Nobel de Física por sus trabajos sobre la conducción de la electricidad a través de los gases. La identificación por J.J. Thomson de unas partículas subatómicas cargadas negativamente, los electrones, a través del estudio de los rayos catódicos 1. Se le considera el descubridor del electrón por sus experimentos con el flujo de partículas (electrones) que componen los rayos catódicos. 2. Teórico y habilísimo experimentador, estudió a fondo dichos rayos catódicos. Después de haber demostrado claramente su naturaleza corpuscular, demostró asimismo, que tales partículas están cargadas negativamente. Teoría atómica de Thomson
  16. 16. 3. En 1897, con un célebre experimento, calculó la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón empleando un tubo de rayos catódicos. Determinó que la relación es de 1.76 x 108 culombios por gramo (el culombio, C, es la unidad SI de carga eléctrica). Sobre la base de estos resultados propuso, en 1904, un modelo atómico conocido como modelo del pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como 'ciruelas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva. Modelo atómico de Thomson
  17. 17. Sir Ernest Rutherford (1871-1937).- Nació el 30 de agosto de 1871, en Nelson, Nueva Zelanda. Hijo de un granjero, fue el cuarto de once hermanos. Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de J.J. Thomson. Recibió el Premio Nobel de Química de 1908 en reconocimiento a sus investigaciones relativas a la desintegración de los elementos. Su contribución más importante a la física fueron sus estudios sobre la dispersión de los rayos alfa producida al bombardear con ellos láminas delgadas de metales. Esta investigación le condujo, en 1911, a un nuevo modelo atómico, según el cual prácticamente toda la masa del átomo y toda su carga positiva están concentradas en un pequeñísimo espacio central, el núcleo atómico. Por sus trabajos en el campo de la física atómica está considerado como uno de los padres de esta disciplina. Tras el descubrimiento de la radiactividad en 1896 por Henri Becquerel, estudió las emisiones radioactivas e identificó sus tres componentes principales a los que denominó rayos alfa, beta y gamma
  18. 18. Los experimentos de Ernest Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo bombardeando una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños
  19. 19. Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro, así demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo
  20. 20. Teoría atómica de Rutherford 1. El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza 2. El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo 3. La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. 4. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
  21. 21. Según Rutherford, el átomo es un sistema dinámico, con un núcleo de carga positiva y los electrones girando alrededor siguiendo trayectorias circulares y concéntricas a una gran velocidad, de tal modo que se neutralice la fuerza de atracción eléctrica que ejerce el núcleo; por lo tanto los electrones estarían girando alrededor en estado de equilibrio. Modelo atómico de Rutherford
  22. 22. Según la física clásica (electrodinámica clásica), una partícula electrizada o cargada eléctricamente que se mueve con velocidad variable (con aceleración) emite o pierde energía constantemente en forma de ondas electromagnéticas). Por lo tanto el electrón que es una partícula con carga negativa y viaja con aceleración angular debido a que describe trayectoria circular, debe constantemente perder energía y acercarse poco a poco al núcleo siguiendo una trayectoria en espiral y finalmente caer al núcleo, o sea hasta la autodestrucción o colapsamiento del átomo, lo cual nunca ocurre. Error en el Modelo de Rutherford Por lo tanto la física clásica no servía para explicar fenómenos atómicos y era necesario una nueva física en base a nuevos principios y leyes para las partículas su microscópicas como átomos, moléculas y partículas subatómicas, que hoy en día se llama mecánica cuántica (relativista y no relativista)
  23. 23. Entre 1911 y 1913 existió gran incertidumbre acerca de la estructura atómica. Se había descartado el modelo de J.J.Thomson porque no pudo explicar la desviación de los rayos alfa; el modelo de Rutherford estaba de acuerdo con los experimentos de desviación de partículas alfa, pero éste, además de ser inestable (porque el electrón perdía energía en forma de radiación electromagnética), no podía explicar la naturaleza de los espectros de emisión y absorción atómica.
  24. 24. Niels Bohr (1885-1962).- Nació en Copenhague (Dinamarca). Cursó estudios en la universidad de su ciudad natal, doctorándose en 1911. En 1913 se publico el llamado "modelo atómico de Bohr", resultado de la combinación del modelo atómico del propio Rutherford y de los postulados de la teoría de los cuantos de M. Planck. Este modelo atómico le valió el Premio Nobel de Física en 1922.
  25. 25. En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica de Max Planck. Según la teoría cuántica de Planck: «la absorción y emisión de energía tiene lugar en forma de fotones o cuantos» Bohr usó esta misma idea para aplicarla al átomo; es decir, el proceso de emisión o absorción de radiación por un átomo solo puede realizarse en forma discontinua, mediante los fotones o cuantos que se generen por saltos electrónicos de un estado cuantizado de energía a otro.
  26. 26. El Fotón es aquella partícula de luz que se propaga en el vacío para simbolizar al fotón se emplea la letra griega gamma . Cuanto de Luz o Fotón (luz) La luz se define como el medio de transporte de energía a través del espacio. La luz es un componente fundamental del universo y por tanto de nuestra vida cotidiana.
  27. 27. El fotón es la partícula responsable de las manifestaciones cuánticas del fenómeno electromagnético, porque es portadora de todas aquellas formas de radiación electromagnética, entre las que se incluyen los rayos gamma, los rayos x, la luz ultravioleta, la luz infrarroja, las ondas de radio, las microondas, entre otras. Entre sus principales características o propiedades físicas se cuentan: que no posee masa así como tampoco carga eléctrica y que no se desintegra de manera espontánea en el vacío.
  28. 28. En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma, a lo que llamo espectro. Espectros electromagnéticos
  29. 29. Referido a un objeto se denomina espectro electromagnético o simplemente espectro a la radiación electromagnética que emite (espectro de emisión) o absorbe (espectro de absorción) una sustancia
  30. 30. Espectro electromagnético Se denomina espectro electromagnético a la distribución energética del conjunto de las ondas electromagnéticas.
  31. 31. Se puede obtener mucha información acerca de las propiedades físicas de un objeto a través del estudio de su espectro electromagnético, ya sea por la luz emitida (radiación de cuerpo negro) o absorbida por él.
  32. 32. El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento, en estado gaseoso, cuando se le comunica energía. El espectro de emisión de cada elemento es único y puede ser usado para determinar si ese elemento es parte de un compuesto desconocido.
  33. 33. Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro: En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno. Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos).
  34. 34. 1. Estabilidad del Electrón: Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción coulómbica entre el electrón y el núcleo, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica. Las únicas fuerzas que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza centrífuga. El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus espectros de emisión y absorción. 2. Orbitas o niveles permitidos: En lugar de la infinidad de órbitas posibles en la mecánica clásica, para un electrón solo es posible moverse en una órbita para la cual el momento angular L es un múltiplo entero de la constante de Planck h.
  35. 35. 3. Niveles Estacionarios de Energía: Un electrón que se mueva en una de esas órbitas permitidas no irradia energía electromagnética, aunque está siendo acelerado constantemente por las fuerzas atractivas al núcleo. Por ello, su energía total E permanece constante. 4. Emisión y Absorción de Energía: Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de energía Ei cambia discontinuamente su movimiento de forma que pasa a otra órbita de energía Ef se emite o absorbe energía electromagnética para compensar el cambio de la energía total. La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef) dividida por la constante de Planck h.
  36. 36. 1. El átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos, estableciendo así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. 2. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón. 3. El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Teoría atómica de Bohr
  37. 37. 4. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz). Los saltos de los electrones entre las orbitas justificaban las líneas del espectro de hidrogeno
  38. 38. Orbita Modelo atómico de Borh

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