DETERMINACION DE LA NATURALEZA DE LA MATERIA

Presentación del tema: "DETERMINACION DE LA NATURALEZA DE LA MATERIA"— Transcripción de la presentación:

1 DETERMINACION DE LA NATURALEZA DE LA MATERIA

2 Determinación de la naturaleza de la materia
Postulados de la relatividad Longitud masa tiempo relativista Relación relativista de masa y energía Teoría cuantica y el efecto eléctrico IDENTIFICACION DE LA ESTRUCTURA ATOMICA Modelos atómicos Dalton Thompson Rutherford Bhor Modelo cuántico Números cuánticos y orbitarios Principio de exclusión de pauti Principio de máxima multiplicidad Principio de indeterminación heisenberg

3 POSTULADOS DE LA RELATIVIDAD
Postulados de la relatividad especial 1. Primer postulado (principio de relatividad) La observación de un fenómeno físico por más de un observador inercial debe resultar en un acuerdo entre los observadores sobre la naturaleza de la realidad. O, la naturaleza del universo no debe cambiar para un observador si su estado inercial cambia. O, toda teoría física debe ser matemáticamente similar para cada observador inercial, presentando a lo sumo variaciones dentro del rango de las condiciones iniciales de la misma. O, las leyes del universo son las mismas sin que importe el marco de referencia inercial. 2. Segundo postulado (invariabilidad de c) La Luz siempre se propaga en el vacío con una velocidad constante c que es independiente del estado de movimiento del cuerpo emisor y del estado de movimiento del observador.

4 Los dos postulados base para la relatividad especial que se esbozaron en el apartado anterior son, históricamente, los utilizados por Einstein, y hoy en día siguen siendo los más utilizados. Sin embargo, desde la publicación del trabajo original de Einstein se han descubierto un conjunto pequeño de postulados suficientes para derivar la teoría. En particular, varios autores han mostrado que es posible derivar la estructura de la teoría de la relatividad especial a partir del principio de relatividad por si solo junto con algunas suposiciones sobre la simetría y homogeneidad del espacio-tiempo.1 2 Tales derivaciones dan paso a una teoría libre de una velocidad constante universal, y en su lugar existe una velocidad constante , que debe determinarse experimentalmente. Por ejemplo, un infinito correspondería a la relatividad Galileana. Sin embargo, una vez que el experimento asigna , la teoría corresponde exactamente a la teoría de la relatividad especial. Consecuentemente, los resultados de tal aproximación de un solo postulado satisfacen la relatividad especial mientras resaltan la importancia del principio de relatividad. Ellos cambian el rol de la velocidad constante universal, pasando de causa a una consecuencia.

5 LONGITUD MASA TIEMPO RELATIVISTA
La relatividad en el tiempo, es la variación del tiempo por la velocidad para distintos sistemas de referencia (factor de Lorentz). La longitud y la masa también varían, aunque se ha aplicado el mismo concepto (factor de Lorentz), esto es un error. (Contracción de Lorentz) La variación de la longitud y masa es causado por la variación de la energia, la velocidad es una manifestación tridimensional de la energía en algunos casos, pero en todos los casos es la energía. Así un electrón, cuando es acelerado en un acelerador de partículas, aumenta su masa, vemos su velocidad; pero cuando este mismo electrón absorve un fotón, aumenta su masa pero no varía su velocidad. Así también su tamaño, por lo tanto, no es la velocidad sino la energía, lo que hace variar estas magnitudes.

6 RELACION RELATIVISTA DE MASA Y ENERGIA
Masa y energía Página de la unidad interactivativa sobre teoría de la relatividad del Proyecto Newton. Contiene un Apple con capacidad para mostrar la relación entre masa, energía y energía cinética de una partícula de forma numérica y gráfica. Incluye tres actividades guiadas. En la misma página, otros dos applets generalizan la relación entre masa y energía a la energía térmica y a la energía radiante solar. URL: [1] Aplicable para el estudio del bloque de Física Moderna del currículo de 2º de Bachillerato.. Las tres actividades iniciales son convenientes para trabajar en pequeño grupo, como una práctica virtual de laboratorio. Los dos applets finales están pensados para realizar con ellos trabajo en gran grupo, para debatir en clase sus implicaciones 2

7 TEORIA CUANTICA Y EL EFECTO ELECTRICO
El efecto fotoelectrico fue como el disparador de la teoria cuantica... en ese tiempo se suponia que se estaba muy cerca de conocer todo sobre la fisica, pero poder explicar el efecto fotoelectrico era una materia pendiente. Cuando se planteo un posible respuesta, las consecuencias fueron los inicios de una nueva fisica, la cuantica. Y dentro de la teoria cuantica el principio de incertidumbre fue un masaso para algunos físicos... en especial para Eistein. La explicación al fenómeno fotoeléctrico la podemos hacer con la teoría cuántica de la luz. Imaginémonos que la luz está compuesta de una cantidad infinita de paquetes de energía llamados cuantos, al chocar la luz con el metal, cada cuanto choca con un electrón y lo arranca del metal. Si aumentamos la intensidad de la luz aumentan la cantidad de cuantos, pero no aumenta la energía con que desprenden al electrón, razón por la cual los electrones salen con la misma velocidad y energía. En cambio, si incrementamos la longitud de onda, los cuantos llegan con menor energía, y por lo tanto, los electrones se desprenden con menos velocidad.

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9 Identificación de la estructura atómica

10 DALTON MODELOS ATOMICOS
El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en 1808 por John Dalton. El siguiente modelo fue el modelo atómico de Thomson. El modelo permitió aclarar por primera vez por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiométrícas fijas (Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples). Por ejemplo 12 g de carbono (C), pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido de carbono (CO) o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar dióxido de carbono (CO2). Además el modelo aclaraba que aun existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos. En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química de fines del siglo XVIII y principios del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.

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12 THOMPSON El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón1 en 1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un budín de pasas (o un panque).2 Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una nube de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva. Representación esquemática del modelo de Thomson. Esfera completa de carga positiva con electrones incrustados

13 Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford,3 que sugería que la carga positiva estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que se conoció como núcleo atómico. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.4 Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr, Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado... Véase también

14 RUTHERFORD El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911. El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo. Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa at%C3%B3mico_de_Rutherford Modelo de un átomo de Rutherford. Propuso un núcleo con protones y electrones girando alrededor.

15 BHOR Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados: ¤ El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas. ¤ Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía. ¤ Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el imapacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo. El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr ¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón. ¤ El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía. ¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa. En la siguiente simulación puedes elegir la órbita de giro del electrón. Observa cómo las energías de las órbitas más exteriores son mayores que las de las órbitas más interiores. "r" es el radio de la órbita.

16 El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados (ver abajo). Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.

17 MODELO CUANTICO El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, la cual está fundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales puede describirse un electrón en un átomo. El desarrollo de está teoría durante la década de 1920 es el resultado de las contribuciones de destacados científicos entre ellos Einstein, Planck ( ), de Broglie, Bohr ( ), Schrödinger ( ) y Heisenberg..

18 Números cuánticos Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas conservadas en ciertos sistemas cuánticos. Corresponden con los valores posibles de aquellos observables que conmutan con el Hamiltoniano del sistema. Los números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es decir los estados propios del sistema. En física atómica, los números cuánticos son valores numéricos discretos que indican las características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad. En física de partículas, también se emplea el término números cuánticos para designar a los posibles valores de ciertos observables o magnitud física que poseen un espectro o rango posible de valores discreto.

19 Principio de exclusión de pauti
El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual) en el mismo sistema cuántico ligado.1 Formulado inicialmente como principio, posteriormente se comprobó que era derivable de supuestos más generales: de hecho, es una consecuencia del teorema de la estadística del spin.1

20 Históricamente el principio de exclusión de Pauli fue formulado para explicar la estructura atómica, y consistía en imponer una restricción sobre la distribución de los electrones entre los diferentes estados. Posteriormente, el análisis de sistemas de partículas idénticas llevó a la conclusión de que cualquier estado debía tener una simetría bajo intercambio de partículas peculiar, lo cual implicaba que existían dos tipos de partículas: fermiones, que satisfarían el principio de Pauli, y bosones, que no lo satisfarían. Como se ha dicho, el principio de exclusión de Pauli sólo es aplicable a fermiones, esto es, partículas que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los electrones y los quarks (estos últimos son los que forman los protones y los neutrones). El principio de exclusión de Pauli rige, así pues, muchas de las características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres. Es sencillo derivar el principio de Pauli, basándonos en el teorema espín-estadística aplicado a partículas idénticas. Los fermiones de la misma especie forman sistemas con estados totalmente antisimétricos, lo que para el caso de dos partículas significa que: Diapositiva 2 |\psi(x) \psi'(x')\rangle = - |\psi'(x)\psi(x')\rangle

21 PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD
El principio de máxima multiplicidad (regla Hund ), establece que: los electrones que entran en los orbítales p, d o f ocuparan primero orbítales con sus giros paralelos en el mismo sentido. También puede expresarse asi: ningún orbital puede tener dos electrones mientras otro del mismo subnivel este vació. Este principio hace referencia que cuando los electrones se van agregando a los orbítales que tienen la misma energía (llamados degenerados) lo deben de hacer entrando un electrón en cada orbital de forma tal que queden desapareados y con spin paralelo antes de que completar un orbital donde los electrones se encuentran apareados, por ejemplo el fósforo tiene un numero atómico de 15 sus tres últimos electrones se encuentran en el subnivel p del nivel 3, la colocación de estos tres electrones se puede representar de la siguiente manera Seria incorrecto si estos tres últimos electrones de fósforo solo ocuparan dos orbítales degenerado del subnivel p.

22 La regla de hund se base en el hecho de que los electrones se repelen uno al otro. Al ocupar diferentes orbítales, los electrones permanecen tan alejados uno de otro, como es posible, minimizando las repulsiones electrón |N |7 |[pic] |1s2 2s2 2p3 | |Ne |10 |[pic] |1s2 2s2 2p6 | |Na |11 |[pic] |1s2 2s2 2p6 3s1 |

23 Principio de indeterminación heisenberg
En mecánica cuántica, la relación de indeterminación de Heisenberg o principio de incertidumbre establece la imposibilidad de que determinados pares de magnitudes físicas sean conocidas con precisión arbitraria. Sucintamente, afirma que no se puede determinar, en términos de la física cuántica, simultáneamente y con precisión arbitraria, ciertos pares de variables físicas, como son, por ejemplo, la posición y el momento lineal (cantidad de movimiento) de un objeto dado. En otras palabras, cuanta mayor certeza se busca en determinar la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de movimiento lineal y, por tanto, su velocidad. Este principio fue enunciado por Werner Heisenberg en 1927. El principio de indeterminación no tiene un análogo clásico y define una de las diferencias fundamentales entre física clásica y física cuántica. Desde un punto de vista lógico es una consecuencia de axiomas corrientes de la mecánica cuántica y por tanto estrictamente se deduce de los mismos.

24 El Principio de indeterminación o incertidumbre de Heisenberg Establece que es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad del electrón, y por tanto es imposible determinar su trayectoria. Cuanto mayor sea la exactitud con que se conozca la posición, mayor será el error en la velocidad, y viceversa. Solamente es posible determinar la probabilidad de que el electrón se encuentre en una región determinada. Una manera bastante difundida de interpretar este Principio consiste en imaginar lo que sería la medida de la posición y velocidad de un electrón: para realizar la medida (para poder "ver" de algún modo el electrón) es necesario que un fotón de luz choque con el electrón, con lo cual está modificando su posición y velocidad; es decir, por el mismo hecho de realizar la medida, el experimentador modifica los datos de algún modo, introduciendo un error que es imposible de reducir a cero, por muy perfectos que sean nuestros instrumentos. Sin embargo, esta lectura o interpretación no es exacta ni suficiente, ya que el contenido del Principio de Indeterminación no hace referencia tanto a las dificultades, características o precisión de una medición empírica determinada, como a las características ondulatorias de las partículas o la materia en general, que a distancias o escalas muy pequeñas se torna completamente determinante, y por ende sólo permite conocer la posición y velocidad de una "partícula" con el grado de precisión que se puede obtener en la medición de estas cantidades para una onda o paquete de ondas. Este Principio, enunciado en 1927, supone un cambio básico en nuestra forma de estudiar la Naturaleza, ya que se pasa de un conocimiento teóricamente exacto (o al menos, que en teoría podría llegar a ser exacto con el tiempo) a un conocimiento basado sólo en probabilidades y en la imposibilidad teórica de superar nunca un cierto nivel de error. Diapositiva 2