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1. Generalidades sobre el átomo La materia. El átomo en la Antigüedad. El átomo de Dalton. Experimentos sobre la estructura de los átomos. Modelo del.

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2 Generalidades sobre el átomo La materia. El átomo en la Antigüedad. El átomo de Dalton. Experimentos sobre la estructura de los átomos. Modelo del átomo de Thomson. Modelo del átomo de Rütherford. Modelo del átomo de Böhr. Modelo Atómico de la Mecánica Cuántica. 2

3 La materia Materia es todo lo que nos rodea. Todo está hecho de materia. Podemos decir que la materia:  Ocupa un lugar en el espacio  Tiene masa  Está formada por átomos (Puede ser percibido por los sentidos) 3

4 La comprensión de la química así como de gran parte de las otras ciencias depende al menos en parte al conocimiento de la estructura atómica. La disposición de los componentes del los átomos es lo que determina las propiedades de los distintos tipos de materia. Sólo si entendemos la estructura atómica podremos saber de que manera se combinan los átomos para constituir las diferentes sustancias de la naturaleza y, lo que es más importante, como podemos modificar los materiales para satisfacer nuestras necesidades. 4

5 La imagen que el hombre a tenido del átomo a pasado por una serie de conceptos evolutivos. Estos cambios se han presentado como consecuencia de las diferentes evidencias experimentales encontradas por diferentes investigadores como son los experimentos de: Thompson, Rutherford, Becquerel, etc. 5

6 Toda la materia que conocemos está constituida por partículas muy pequeñas, los átomos. La idea de que la materia está constituida por partículas muy pequeñas es antigua 6

7 Generalidades sobre el átomo TEORÍA Y ESTRUCTURA ATÓMICA 7

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11 Flogisto George Emst STAHL ( ) La teoría del flogisto, conocida también como «sublime teoría», supone que toda sustancia combustible, tal como un metal, contiene un «principio inflamable», denominado posteriormente, flogisto; en la combustión se desprende el flogisto con acompañamiento de luz y calor y queda un residuo, la “ceniza” o “cal” del cuerpo combustible. Cuanto más inflamable es un cuerpo tanto más rico es en flogisto. El proceso de combustión puede expresarse en la forma simplificada siguiente: Metal (en la combustión)  Cal + Flogisto El principal interés de la teoría está en que explica el fenómeno inverso de la combustión, la reducción, pues si se calienta la cal (las cenizas metálicas) con una sustancia rica en flogisto, tal como el carbón, ésta cede su flogisto a la cal y el metal se revivifica. Esto es, abreviadamente, Cal + Carbón  Metal 11

12 Período Griego 12

13 Los griegos proponen la existencia de los llamados "elementos". A partir de ellos, se constituirían todas las cosas y organismos en la naturaleza. De los sabios más connotados se tienen: Tales de Mileto ( A.C.) profundiza las maravillas de la creación. Para él lo primordial es el agua. "El agua es el principio de todas las cosas" (así habían pensado ya los hindúes) Anaxímenes ( A.C.) En su filosofía lo fundamental es el aire. "Todo viene del aire y todo a él retorna". El alma misma es aire. Este "elemento" había sido designado por los filósofos hindúes con el nombre de " viento ". 13

14 Heráclito de Efeso ( A.C.) Para Heráclito lo fundamental es el fuego "El fuego es la fuerza primordial, que tiene bajo su dependencia todos los fenómenos, todos los cambios que se operan en los cuerpos”. “El estado primitivo o primero fue el fuego, el mundo será otra vez fuego. Los cuerpos pueden transformarse, pero no el fuego, que modifica todo lo que es“ Anaxágoras ( A.C.) Hombre de extraordinario talento. A él se debe una notable anticipación de la ley de conservación de la materia, formulada tiempo después por Lavoisier. " Ninguna cosa se produce o desaparece, sino que se compone por mezcla de otras existentes ". 14

15 Empédocles ( A.C.) A los tres elementos de Tales, Anaxímenes y Heráclito, agregó la tierra. Tiene el mérito de haber divulgado en forma amplia la concepción de los cuatro elementos. Aristóteles. Discípulo de Platón, agregó un quinto elemento, el éter, más móvil que los demás elementos, éste formaría el cielo, y de él hace derivar Aristóteles el calor de los animales. De aquí derivan los llamados "elementos aristotélicos" (figura). 15

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17 Los 4 elementos aristotélicos 17

18 La Hipótesis Atómica: En Grecia se estructura la hipótesis atómica, sobre la base de las concepciones de Leucipo y Demócrito. " ". Leucipo es el verdadero creador de la hipótesis. " Los átomos y el vacío, decía, son el único objeto de un conocimiento auténtico ". Alrededor del siglo V A.C., sostenía con razones filosóficas que la materia puede ser subdividida sólo hacia cierto límite. Este límite indivisible lo llamaron átomo, (cuyo significado es a = sin; tomos = división ) y se consideraba conceptualmente como la parte más pequeña e indivisible de la materia. 18

19 Demócrito, perfecciona el sistema de Leucipo. Según él, " los átomos son indivisibles, impenetrables, eternos, inmutables, plenos y corporales ". Esta hipótesis fue relegada al olvido por la sistemática oposición de Aristóteles, ya que postulaba que la materia era continua y no tenía límite de división. Ahora, las leyes de la combinación química sugieren que los compuestos están formados por unidades de peso definido que se combinan con otros en proporciones fijas. 19

20 Átomo Modelo basado en la intuición y no en la lógica. Defendió la idea de que la materia era compuesta por pequenísimas partículas. Demócrito 20

21 Modelo propuesto por Demócrito: Toda la materia está constituída por átomos y vacío (no era compacta) Un átomo es una partícula pequenísima, invisible, y que no puode ser dividida; Los átomos se encuentran en constante movimiento; El Universo está constituído por un número infinito de átomos, indivisibles y eternos; 21

22 Aristóteles (384 a.C a.C.) El modelo de Demócrito fue rechazado por uno de los mayores filósofos de todos los tiempos – Aristóteles. Aristóteles acreditaba que la materia era contínua y compuesta por cuatro elementos: Aire Agua TierraFuego El modelo de Demócrito permanece en la sombra durante más de 20 siglos... 22

23 Descubriendo al átomo 23

24 Modelos Demócrito y Leucipo DaltonThomson Rutherford - Bohr Mecano cuántico Teoría Atómica ¿Constitución de la materia? Conceptos Estructura Atómica Tipos de átomos ÁTOMO 24

25 Dalton (1807) S. XIX – Dalton “resucita” La Teoría Atómica. En la segunda mitad del s. XVIII, la Química sufrió una gran evolución. Ciertos hechos no podían ser explicados por la teoría de Aristóteles, como la Ley de Lavoisier: “La masa de los reactantes es igual a la masa de los productos”. Para explicar esto Jonh Dalton propuso, en 1807, su modelo atómico. John Dalton (1776 – 1844) 25

26 Dalton dijo: …La materia no es infinitamente divisible. Debe haber un punto a partir del cual del cual no podemos seguir dividiendo. He escogido la palabra “átomo” para nombrar a estas ultimas partículas de materia, cuya existencia es escasamente dudosa, aunque son probablemente, muy pequeñas para apreciarse con los mejores microscopios… 26

27 Dalton imaginó al átomo como una esfera compacta e indivisible. Tomando como base esta idea, en 1808 introduce la idea de la discontinuidad de la materia, postulando lo siguiente: El átomo de Dalton (1808) 27

28 Postulados de Dalton (1766 – 1844): La materia está dividida en unas partículas indivisibles e indestructibles, que se denominan átomos. Los átomos son partículas muy pequeñas y no se pueden ver a simple vista. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades). Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla. Los átomos no se pueden crear ni destruir, si un compuesto se descompone los átomos se reagrupan para formar otros, sin alterarse. 28

29 El átomo de Dalton permite explicar: La formación de compuestos químicos “Como las piezas de un juego de construcción” Las reacciones químicas La Ley de conservación de la masa En toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción 29

30 Ley de Lavoisier En toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción - Ley de conservación de la masa - Concepto de elemento químico - Composición del aire - Importancia de la precisión en la experimentación - Identifica la respiración con una oxidación - Primeras nociones de nomenclatura química - …. 30

31 Cuando los elementos reaccionan entre sí, los átomos de los elementos sólo se combinan, sin transformarse. Cuando ocurre esta combinación, los átomos se unen unos a otros en proporciones fijas, constantes y sencillas. En las reacciones químicas los átomos se separan o se unen; pero ningún átomo se crea ni se destruye, y ningún átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento. Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo 31

32 Estos postulados fueron suficientes para explicar todos los fenómenos observados por los científicos durante unos 100 años. Posteriormente surgen interesantes interrogantes en varias áreas del conocimiento, que derrumban las ideas de Dalton. Las más significativas corresponden a: descubrimiento de la radiactividad descomposición del agua mediante corriente eléctrica descargas eléctricas en gases a baja presión espectros de luz Todos estos fenómenos permitieron establecer, que la materia es discontinua y presenta una naturaleza eléctrica. 32

33 ¿Cómo los científicos han investigado la disposición de las partículas al interior del átomo? 33

34 J.J. Thomson construyó el primer modelo atómico basado en experimentos científicos. Permite explicar los fenómenos eléctricos Realizó experimentos con el tubo de rayos catódicos y descubrió el electrón. El átomo de Thomson 34

35 Es descubierta la primera partícula subatómica: el electrón Thomson realizó una serie de experiencias utilizando un tubo de rayos catódicos (tubo semejante a los tubos existentes al interior de los televisores). En este tubo, eran efectuadas descargas eléctricas a través de un gas raro. J. J. Thomson ( ) Tubo de rayos catódicos 35

36 El experimento de Thomson 36

37 37 Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien definido sobre el vidrio, este punto puede desviarse mediante campos eléctricos o magnéticos.

38 Al estudiar las descargas al interior de este aparato, Thomson, descubrió el electrón. Observó una fluorescencia verdosa debido a la existencia de partículas de carga negativa que salen de los átomos del cátodo. La descarga emitida tenía carga eléctrica negativa Thomson probó que los electrones eran corpúsculos, dotados de carga eléctrica y de masa, que forman parte de toda la matéria. 38

39 A esas partículas negativas se las llamó electrones (1897) Los Rayos Catódicos son un chorro de partículas cuya relación q/m = - 1,76  10 8 C/g Experimentos en Tubos de Descarga posibilitó el descubrimiento de: los rayos catódicos 39

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42 Al estudiar estos fenómenos Crookes determinó que: 1. Los rayos luminosos observados, se propagaban en línea recta, ya que al colocar un objeto u obstáculo en su trayectoria, se produce sombra (comportamiento similar a la luz). 2. El sentido de su trayectoria es de negativo (cátodo) a positivo (ánodo), debido a esto se les denominó RAYOS CATÓDICOS. 3. Al chocar con un cuerpo, lo calienta y hace girar un molinete si es situado en su trayectoria, es decir, estos rayos están formados por partículas (poseen masa) que tienen energía cinética y la pueden transmitir. 4. Las partículas que forman los rayos catódicos poseen carga eléctrica negativa, ya que se desvían al acercarle un imán, de igual forma a como se desviaría una carga eléctrica de signo negativo. 42

43 mmm. Los rayos catódicos se desplazan en línea recta Los rayos catódicos parten del polo negativo poseen masa son partículas negativas Ya entiendo! A las partículas que forman los rayos catódicos las llamaré electrones 43 En 1897 Thomson propone un nuevo modelo:

44 El átomo se encuentra formado por una esfera con toda la masa y la carga positiva dispersa en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas en un pastel. Así: 44 Modelo propuesto por Thomson (1904):

45 Postulados de Thomson: El átomo está formado por una esfera de materia con carga positiva. Los electrones están colocados arbitrariamente sobre esa masa positiva Como la materia es neutra debería haber igual carga positiva y negativa. La carga está cuantizada. Así la unidad de carga es el electrón. 45

46 Experimentos sobre la estructura de los átomos ¿Cómo los científicos han investigado la disposición de las partículas al interior del átomo? 46

47 Rayos Catódicos (fines del siglo XIX) 47

48 Experimento de Robert Millikan Robert A. Millikan efectuó la primera medición directa y concluyente de la carga eléctrica de un electrón. Con un atomizador desparramó pequeñas gotas de aceite dentro de una cámara transparente. En las partes superior e inferior había placas metálicas unidas a una batería. Cuando el espacio entre las placas metálicas era ionizado por radiación (rayos X), electrones del aire se pegaban a las gotitas de aceite, adquiriendo éstas una carga negativa. Como cada gotita adquiría una leve carga de electricidad a medida que viajaba a través del aire, la velocidad de su movimiento podía ser controlada alterando el voltaje entre las placas. 48

49 Todas las cargas que Millikan midió, fueron múltiplos enteros de un mismo número, deduciendo así que la carga mas pequeña observada era la del electrón. Su valor es actualmente e= -1,6 x coulomb 49

50 En 1908 Robert Millikan determinó directamente la carga del electrón y por lo tanto, su masa: 50

51 Experimento de Eugen Goldstein La carga negativa (rayos catódicos) sale de un gas eléctricamente neutro (sin carga), por lo tanto, es lógico pensar que simultáneamente debe existir una descarga de partículas positivas. Así lo comprobó Eugen Goldstein, en 1886, Utilizando un cátodo perforado. Descubrió detrás de él un haz visible que se desplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES. Los rayos canales (rayos anódicos) son rayos positivos, cuya relación carga /masa la determina el físico W. WEIN, encontrando que esta relación depende del gas en estudio, y se encuentra relacionado en forma inversa a su peso atómico. 51

52 Modelo de J. J. Thomson (1856 – 1940) Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales. Tras el descubrimiento del electrón; en 1898 Thomson propuso un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia de dicha partícula subatómica. Su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo, y que el conjunto era eléctricamente neutro. 52

53 El modelo de Thomson era parecido a un pastel de frutas: los electrones estaban incrustados en una masa esférica de carga positiva. La carga negativa total de los electrones era la misma que la carga total positiva de la esfera, por lo que dedujo que el átomo era neutro. Modelo atómico de Thomson 53

54 54 Físico neozelandés, estudió con J.J. Thomson.Premio Nobel de Química en Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos. Es descubierta la segunda partícula subatómica: el protón Ernest Rutherford ( )

55 55 Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizo Rutherford entre GeigerMardsen Em 1908 realizó una experiencia que le permitió proponer un nuevo modelo atómico.

56 Rutherford parte de una experiencia que el modelo anterior no puede explicar: El experimento de Rutherford Ernest Rutherford, construyó en 1911 el llamado Modelo Planetario del átomo. Realizó experimentos con sustancias radiactivas que emiten rayos alfa (α), beta (ß) y gamma (γ). 56

57 57 Para verificar si los átomos eran macizos, Rutherford bombardeó uma finísima lámina de oro (0,001cm) con partículas alfa(α) positivas, emitidas por um material radioativo. Las observaciones hechas durante el experimento llevarán a Rutheford a tirar uma série de conclusiones: Experimento de Rütherford Descubrimiento del núcleo

58 Bombardea lámina de oro con partículas alfa con la sorpresa de que la mayoría la atraviesan sin desviarse, muy pocas se desvían y algunas rebotan (poquísimas ). 58

59 Otro esquema del experimento de Rutherford: Los rayos alfa deben atravesar la lamina de oro y chocar con la pantalla, el destello que producen es observado con el microscopio. De la observación se obtuvo lo siguiente: 59

60 Lo observado fue tan sorprendente que equivale a disparar balas de cañón sobre una hoja de papel y descubrir que en algunos casos ellas rebotan. 60

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63 mmm. 63

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65 La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que en caso de una reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva. 65

66 Ya entiendo! 66

67 Rutherford concluye que: La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo algunas partículas alfa son repelidas cuando chocan con algo sólido (núcleo del átomo). El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa experimentan desviación al pasar cerca de él, (cargas de igual signo se repelen). La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad de las partículas alfa atraviesan la lámina sin experimentar desviación. El tamaño del átomo es aproximadamente veces el tamaño del núcleo, esta gran desproporción explica la escasa desviación que experimentan algunas partículas alfa. Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no interfieren en el paso de las partículas alfa, tampoco son atrapados por el núcleo. En 1920 Rutherford predijo la existencia, en el núcleo del átomo, de una partícula sin carga eléctrica que impedía la repulsión entre los protones. Doce años más tarde, James Chadwick detecta esta partícula sin carga y calcula su masa (aproximadamente igual a la del protón, 1u.m.a). De esta forma se descubren los NEUTRONES. 67

68 En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en: un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo) una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol. 68

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70 Postulados de Rutherford (1911): El átomo está constituido por una gran cantidad de espacio vacío Hay una zona muy pequeña y muy densa, que concentra toda la masa y una carga positiva muy intensa, NÚCLEO, que hace posible que reboten las partículas alfa. Si los electrones son negativos, existen en el núcleo cargas positivas llamadas protones que equilibran la carga del átomo. Rutherford vrs. Thomson: La materia positiva no está dispersa, sino concentrada en un núcleo central y compacto, que es veces más pequeño que el átomo Los electrones deben girar alrededor del núcleo en órbitas a grandes distancias del núcleo. 70

71 Rutherford deduce la presencia del NEUTRÓN: No lo detecta pero necesita de su presencia para: Disminuir la repulsión entre los protones en el núcleo. Compensar la deficiencia de masa (el número de protones es aproximadamente la mitad de la masa del átomo) el resto de la masa la aportan los NEUTRONES 71

72 Protones Carga + masa núcleo (masa y carga positiva) Neutrones masa Átomo corteza (Carga negativa, sin masa apreciable) Electrones Carga - MODELO PLANETARIO 72

73 73 El modelo atómico planetario: electrones giran alrededor del núcleo, pudiendo ocupar cualquier órbita existente. Velódromo: el ciclista puede ocupar cualquier parte de la pista.

74 74 Es descubierta la tercera partícula subatómica: el neutrón Se percibe que el núcleo podría tener más de 1 próton Comprometería la estabilidad del núcleo (fuerzas de repulsión muy fuertes). Rutherford admitió que en el núcleo existían partículas semejantes a los protones, pero sin cargas. Chadwick (1932) descubrió los neutrones. Los neutrones servirían para diminuir la repulsión entre los protones (mayor estabilidad en el núcleo).

75 En 1932 el inglés Chadwick al bombardear átomos con partículas observó que se emitía una nueva partícula sin carga y de masa similar al protón, acababa de descubrir el NEUTRÓN En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones. 75

76 Las partículas subatómicas PartículaSímboloCarga Absoluta (C) Masa Absoluta (Kg) Electróne-e x x Protónp+p x x Neutrónn0n x

77 Constitución básica del núcleo Rutherford demuestra que los componentes básicos de los núcleos de todos los átomos son los Protones (partículas elementales cuya carga es de igual valor absoluto a la carga del electrón, pero de signo positivo) Neutrones Masa ligeramente superior a la del protón, pero sin carga Chadwick (1932) Pero la masa de los núcleos de los átomos más pequeños venía a ser aproximadamente el doble de la correspondiente a los protones presentes Pares protón-electrón (neutros) Número atómico (protones) Número másico (nucleones: protones + neutrones) P+P+ n P+P+ n n n P+P+ P+P+ n P+P+ n P+P+ P+P+ n A Z para completar la masa que faltaba 77

78 Número atómico y número másico Z = Número atómico Es el número de protones, determina la identidad del átomo A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo 78

79 A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo - Es un número entero - Describe a cada átomo de un elemento - No tiene unidades M at = Masa atómica: nº de veces que la masa de un átomo es mayor que, o contiene, a la uma (uma: unidad de masa atómica). - Puede ser decimal - Describe a los átomos de ese elemento en general - Es la media ponderada de la masa de los distintos isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos - Se mide en umas (u) 79

80 Iones Catión: - pierden electrones - Tienen Carga positiva Ej: 11 Na + 80

81 Anión: - Ganan electrones - Tienen carga negativa Ej: 17 Cl - 81

82 Determinación de partículas atómicas ProtonesNeutronesElectrones Br ProtonesNeutronesElectrones ProtonesNeutronesElectrones Mg 2+ Ti

83 Tipos de átomos Isótopos: -Átomos de un mismo elemento -Tienen = Z y ≠ A 83

84 Nº protonesNº neutronesNº electrones Cl (Z=17, A=35) Cl (Z=17, A=36) 84

85 Isóbaros: -Átomos de distintos elementos -Tienen = A y ≠ Z 85

86 Isótonos: -Átomos de distintos elementos -Tienen = n, ≠ Z y ≠ A 86

87 Isoelectrónicos Son átomos que tienen igual números de electrones. Ejemplo 10 Ne; 11 Na + ; 12 Mg 2+ ; 9 F - = 10 e - 87

88 Deficiencias del modelo atómico de Rutherford No explica cómo se pueden encontrar cargas eléctricas iguales (positivas) en un espacio tan pequeño (núcleo). Los neutrones otorgan estabilidad al núcleo del átomo porque permiten que las fuerzas de repulsión entre los protones disminuya y, así, hay muchas partículas en un mínimo de espacio. 88 Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Pero, presenta deficiencias y puntos poco claros:

89 89 - Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante y por tanto, perder energía, en su movimiento circular alrededor del núcleo.Maxwell Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede simplificar el problema planteado, para un electrón, que la fuerza electrostática es igual a la centrífuga. Como los átomos son eternos mientras no sean perturbados, el modelo de Rutherford resultó ser inconsistente, y por ello, descartado. El modelo atómico de Rutherford no cumple con las leyes del electromagnetismo y la mecánica newtoniana,

90 90... una partícula cargada moviéndose en una trayectoria circular debe perder energía

91 Otros problemas: ¿cómo explicarse estas líneas obtenidas en experimentos con los elementos? 91

92 Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento. 92

93 93 -Era conocida la hipótesis de Planck que Rutherford no tomó en cuenta.hipótesis de Planck -Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos. - Ya se conocían los espectros atómicos y las fórmulas de la serie de Balmer (1885) y la serie de Paschen ( ) que mostraban claramente el carácter cuantizado de la energía de los electrones y de los valores de r, que tampoco tuvo en cuenta Rutherford al deducir una continuidad geométrica y una consiguiente continuidad de energía. serie de Balmerserie de Paschen Rutherford

94 94 Espectros atómicos Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de descomponer una radiación electromagnética compleja en todas las radiaciones sencillas que la componen, caracterizadas cada una por un valor de longitud de onda, λ

95 95 El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, que corresponden cada una a una longitud de onda. Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción) o la radiación que emite (espectro de emisión).

96 96 Espectro de absorción Espectro de absorción: se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las distintas frecuencias que la componen) Cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida. Espectro atómico de absorción

97 97 ESPECTRO DE EMISIÓN Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma Espectro de emisión Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.

98 98

99 99

100 100 El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida,de un color, y viceversa Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

101 Resumiendo 101

102 Aportes al Conocimiento del Átomo 102

103 Aportes al Conocimiento del Átomo 103

104 Conclusión Con los resultados obtenidos en el experimento de la lámina de oro, Rutherford efectivamente puede despejar sus dudas respecto a la ubicación de las partículas atómicas. Sin embargo, el modelo no tenía asidero físico, en otras palabras, es imposible comprender, el cómo los electrones no sienten atracción por el núcleo, girando hasta caer en él. Años más tarde, el gran Niels Bohr resuelve el problema y abre el camino a la física relativista, un nuevo mundo asombroso que hasta el día de hoy busca respuestas. Detengamos el estudio en este punto y cuestionemos lo siguiente: “Si todos los átomos de distintos elementos están formados por el mismo tipo de partículas, y además están distribuidos en la misma forma ¿En qué se diferencian los átomos de un elemento, por ejemplo, oxígeno, de otro como hidrógeno?, ¿qué hace que un elemento sea oro y otro helio, un gas de comportamiento absolutamente distinto?”. 104

105 Orígenes de la Teoría Cuántica El modelo de Rutherford se basa en los principios de la mecánica clásica: El electrón acabaría cayendo sobre el núcleo. Experimentalmente, los espectros de emisión de los átomos son discontinuos.  Esa energía emitida presentaría un espectro de emisión continuo.  Una partícula cargada en movimiento emite energía continuamente. 105

106 En 1913, Niels Bohr mejoró la concepción del átomo, introduciendo la estructura electrónica. La teoría clásica no permite explicar algunos aspectos importantes del modelo de Rutherford: El átomo de Bohr 106

107 Ok, los electrones giran alrededor del núcleo… Al girar poseen aceleración… La teoría clásica dice que cuando una partícula con carga se acelera emite radiación… Entonces, si emite radiación pierde parte de su energía Y si pierde energía, disminuye su velocidad, y con ella la fuerza centrífuga, que ya no puede compensar la atracción electrostática... Entonces caería contra el núcleo del átomo Pero… El electrón nunca cae!! ¿Qué pasa con los espectros? 107

108 Los electrones que giran alrededor del núcleo no emiten radiación. Solo emiten radiación cuando cambian el radio de su orbita, es decir que se acercan al núcleo. Según esto, los electrones solo pueden ocupar ciertas órbitas a determinadas distancias del núcleo. Esto se llamará NIVELES DE ENERGIA. Los electrones giran en forma circular alrededor del núcleo, y solo en ciertos niveles de energía. 108

109 Puntos más importantes: Solo son posibles determinadas órbitas, llamadas órbitas estacionarias en las que el electrón al girar alrededor del núcleo no emite energía. Los electrones tienden a ocupar la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana al núcleo posible Un electrón al pasar de una órbita superior a una inferior emite energía en forma de radiación electromagnética (luz) Un electrón para pasar de una órbita inferior a una superior debe ganar energía La energía que se absorbe o emite en los cambios de órbita de un electrón son característicos de los átomos de cada elemento químico (espectro atómico) y permiten identificarlo 109

110 n: Indica el orden de los niveles de energía y se le denomina número cuántico principal 110

111 Modificaciones del Modelo de Bohr: Orbitas ndistancia 10,53 Å 22,12 Å 34,76 Å 48,46 Å 513,22 Å 619,05 Å 725,93 Å En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en ORBITAS ELIPTICAS. 111

112 Modelo atómico de Bohr (1913) 112

113 Limitaciones del Modelo de Bohr  Las órbitas de los electrones bajo la atracción del núcleo debían ser elípticas (Modificación de Sommerfeld)  Sólo es aplicable al átomo de hidrógeno y a los átomos o iones hidrogenoides.  En los espectros atómicos aparecen nuevos desdoblamientos (efecto Zeeman) y otros. 113

114 Intercambios energéticos E fotón = h  ν = h  c/λ 114

115 Fórmula de Rydberg. Permite calcular la longitud de onda de cualquiera de las líneas que forman el espectro del hidrógeno: 1/λ = R (1/n 1 2 – 1/n 2 2 ) n 1, n 2 : números enteros positivos (n 1 < n 2 ) R: cte de Rydberg = , 7 cm -1 En función del valor de n 1, podemos distinguir diferentes series en el espectro del hidrógeno: n 1 = 1: serie de Lyman n 1 = 2: serie de Balmer n 1 = 3: serie de Paschen n 1 = 4: serie de Brackett n 1 = 5: serie de Pfund n 1 = 6: serie de Humphreys 115

116 El átomo en la actualidad Los modelos atómicos siguen seguido evolucionando, debido a: -Descubrimiento de nuevos fenómenos -Disponibilidad de instrumentos más precisos que permiten observar cosas desconocidas antes Siguiente modelos: NUBE DE CARGA - Incorpora las ideas de la teoría de la relatividad y la mecanica-cuántica. - Próximos años… 116

117 117

118  118

119 )z,y,x( 2 0,0,1   La ecuación de Schrödinger da como solución una ecuación de estado  que depende de tres números cuánticos.  n, l, ml nos ofrece la zona de máxima probabilidad de encontrar al electrón. ORBITAL 119

120 m = - l,…, 0,…. + l n =1, 2, 3, 4, … Un orbital está determinado por el valor de los números cuánticos (n, l, m l )  Número cuántico principal, n Cuantiza la energía total del electrón  Número cuántico secundario, l Cuantiza el módulo del momento angular del electrón  Número cuántico magnético, m l Cuantiza la orientación del momento angular del electrón l = 0, 1,2, … (n-1) Los números cuánticos 120

121 El cuarto número cuántico En 1928, se descubre que un electrón posee un momento angular o spin. En un campo magnético, el eje de rotación tiene sólo dos posibles orientaciones. Nueva definición de SPIN. Propiedad intrínseca de los electrones Momento Magnético Dirección del campo magnético N S Nº cuántico de spin: m s = ½ Momento Magnético Dirección del campo magnético S N m s = - ½ 121

122 122


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