Modelos Atómicos.

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1 Modelos Atómicos

2 Indice. Introducción Modelos atómicos: Antigua Grecia Dalton Thomson
Rutherford Bohr Actual Resumen Conclusión Preguntas

3 Introducción. Los modelos son aproximaciones de la realidad, dotados de parámetros, características y simplificaciones que permiten comprender lo sustancial de la materia, por lo tanto no es perfecto, debe ser sometido a pruebas que interpreten las observaciones y posean capacidad de predicción.

4 Debido a que la química se sustenta en la estructura de átomos y moléculas de tamaños extremadamente pequeños y muy lejanos a una visión directa, nuestra comprensión de ella está ligada a la formulación de modelos, se ha pasado de modelos iniciales muy simples, por modelos erróneos que han inducido a apreciaciones equivocadas, hasta modelos exitosos.

5 Vivimos una época en la cual el modelo mecanocuántico tienen un reconocimiento universal, porque interpreta la mayoría de los fenómenos conocidos, sin embargo, esto no significa que el modelo sea definitivo, pueden surgir nuevas observaciones y experimentos que en el futuro induzcan a cambiar las teorías actuales y abarcar una comprensión más completa de la materia. Indice

6 Antigua Grecia. 450 a.C Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto, que tales partículas, fueran indivisibles.

7 Demócrito. Consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. que se mueven por la eternidad en un infinito espacio vacío (en griego kenon, 'el vacío'). Aunque los átomos estén hechos de la misma materia, difieren en forma, medida, peso, secuencia y posición. 460 a.C a.C. Abdera - Grecia

8 Empédocles. Postuló que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego. 495 a.C – 435 a.C. Agrigento - Sicilia

9 Aristóteles. Postula que la materia está formada por 4 elementos, pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad. 384 a.C a.C. Estagira - Grecia Indice

10 Modelo Atómico de Dalton. (1808)
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

11 Manchester - Inglaterra
Dalton. Teoría Atómica de Dalton Toda la materia está formada por átomos Los átomos son partículas indivisibles e invisibles Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa Los átomos que forman los compuestos son de dos o más clases diferentes Los átomos que forman los compuestos están en una relación de números enteros y sencillos Los cambios químicos corresponden a una combinación, separación o reordenamiento de átomos Manchester - Inglaterra Indice

12 Modelo Atómico de Thomson. (1897)
Dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. “Budín de ciruelas”

13 Joseph J. Thomson. Sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. obtuvo el Premio Nobel de Física en 1906 por sus investigaciones sobre la conducción de la electricidad en los gases. 1856 – 1940 Manchester – Inglaterra

14 Tubo de rayos catódicos de Crookes.
Thomson demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que llamó electrones. Indice

15 Modelo Atómico de Rutherford. (1911)
Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. “Sistema Planetario”

16 Brightwater - Nueva Zelanda
Rutherford. Fue el primero en describir el átomo con un núcleo denso de carga positiva, alrededor del cual giran los electrones de carga negativa. El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza. El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva). La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario. El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear. 1871 – 1937 Brightwater - Nueva Zelanda

17 Esquema del experimento de Rutherford.

18 Problema del Modelo. Contradecía las leyes del electromagnetismo por las que las partículas cargadas en movimiento deberían emitir fotones continuamente. Por ello los electrones deberían perder energía y caer al núcleo del átomo. Indice

19 Modelo Atómico de Bohr. (1913)
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

20 Copenhague - Dinamarca
Bohr. Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un cuanto de energía. Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo. Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón.  Copenhague - Dinamarca

21 Postulados de Bohr. Indice
Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este propuso una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este elemento. Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. Indice

22 Modelo Atómico Moderno. (1926)
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su veracidad, se consideran los siguientes: 1.  La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño. 2. Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético. 3. La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable con las dimensiones del átomo. 4. La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y movimiento de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso de la luz de baja frecuencia. Fue Erwin Schrödinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La solución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital. El valor de la función de onda asociada con una partícula en movimiento esta relacionada con la probabilidad de encontrar a la partícula en el punto (x,y,z) en el instante de tiempo t. En general una onda puede tomar valores positivos y negativos. una onda puede representarse por medio de una cantidad compleja. Piense por ejemplo en el campo eléctrico de una onda electromagnética. Una probabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que la función de onda no es algo observable. Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la función de onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como la densidad de probabilidad. La función de onda depende de los valores de tres variables que reciben la denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos, definen una función específica para un electrón.  

23 Schrödinger. Describe a los electrones con funciones de onda. Dicha configuración permite obtener la probabilidad de que el electrón se encuentre en un determinado punto del espacio. 1887 – 1967 Viena- Austria

24 De Broglie. El punto de partida fue la dualidad en el comportamiento de la luz, que en ciertos fenómenos se manifiesta como onda y en otros como partícula. Este aspecto doble de la luz, le sugirió la pregunta de si no podía esperarse hallar una dualidad del mismo orden en los movimientos del electrón, en el átomo regido por el cuanto. 1892 – 1987 París - Francia

25 Dualidad Onda – Corpúsculo.

26 Heinsenberg. No se puede determinar simultáneamente y con precisión en el electrón la posición y la velocidad. En otras palabras, cuanta mayor certeza se busca en determinar la posición de una partícula, menos se conoce su velocidad. 1901 – 1976 Munich- Alemania

27 Principio Incertidumbre.
Indice

28 Resumen Modelos. Indice

29 Conclusión. Aunque aún no se ha visto la estructura interna del átomo los modelos nos ayudan a tener una idea de cuanto nos podemos aproximar a la realidad. “Es fascinante la evolución y tenacidad que ha tenido el pensamiento humano en este ámbito” Indice

30 Pregunta 1. La siguiente figura muestra una transición electrónica desde un nivel de menor a mayor energía (A) y desde un nivel de mayor a menor energía (B). Con respecto a la figura, es correcto afirmar que I en A el electrón absorbe energía. II en B el electrón emite energía III en A y B hay emisión de energía. A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I y III

31 Pregunta 2. No es posible saber la “ENERGIA” y la “POSICIÓN” de un electrón con certeza. Esta afirmación corresponde al principio de: A) máxima multiplicidad B) conservación de la masa C) exclusión de Pauli D) incertidumbre. E) mínima energía

32 Pregunta 3. “Toda la masa positiva y casi toda la masa del átomo está concentrada en un núcleo extraordinariamente diminuto. Los electrones con carga negativa tienen una masa insignificante, y sin embargo, ocupan casi todo el volumen del átomo”. Esta descripción corresponde al modelo atómico de A) Thomson. B) Bohr. C) Schrödinger. D) Rutherford. E) Dalton.

33 Gracias