MODELOS ATÓMICOS.

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1 MODELOS ATÓMICOS

2 Origen del Concepto Átomo
Demócrito: Siglo IV (A.C.) Fundador de la Escuela Atomista los átomos son indivisibles (átomo), y se distinguen por forma, tamaño, orden y posición. Los átomos pueden ensamblarse, aunque nunca fusionarse. Diferencia entre átomos del alma (psyché) y del cuerpo (Soma)

3 ¿Qué es un modelo en Ciencias?
Un modelo es una representación de una unidad u estructura, basado en el desarrollo de una investigación empírica científica (metodología científica). Sus representaciones pueden ser esquemáticas, en base a postulados, matemáticas, etc.

4 Teoría o Modelo Atómico de Dalton (1808)
John Dalton enunció unos postulados que le han valido el titulo de "padre de la teoría atómica-molecular". Dalton trató de buscar la explicación de las leyes ponderales que experimentalmente habían comprobado él y otros químicos europeos.

5 Postulados de la Teoría Atómica de Dalton
Los elementos están formados por partículas muy pequeñas, llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles. Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa atómica. Los átomos se combinan en relaciones sencillas para formar compuestos. Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes; las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga.

6 Representación de las combinaciones de los átomos de Hidrógeno y Oxígeno para formar moléculas de Agua

7 Entonces… ¿cómo es el átomo según Dalton ?
Una esfera

8 Aporte del Modelo Atómico de Dalton
Primer intento por comprender la constitución básica de la materia. Confirma las leyes Teóricas planteadas previamente. Nace la escala química de Masa Atómicas (ya que le asignó al átomo de hidrógeno un peso de uno; el peso atómico del oxígeno resultaría dieciséis. Dalton permitió la creación de la química como ciencia exacta y matemática. Supuso que la fórmula del agua era HO

9 Limitaciones del Modelo de Dalton
La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa, según la ecuación de Einstein: E = m×c2 La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isótopos, cosa que Dalton desconocía (pueden variar en su número másico). No explica la naturaleza eléctrica de la Materia, el porqué los cuerpos se atraen o se repelen.

10 Limitaciones de la Teoría Atómica de Dalton
La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa, según la ecuación de Einstein: E = m×c2 La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isótopos, cosa que Dalton desconocía. Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran, pero hoy se producen reacciones nucleares que rompen o transmutan los átomos. No explica los fenómenos relacionados a las propiedades eléctricas de la materia. No define el concepto de Enlace Químico entre los átomos

11 Teoría Atómica de Joseph John Thomson

12 Diseño Experimental de Joseph John Thomson (1856-1940)
Utiliza Tubos de Rayos Catódicos, en los cuales estudia el comportamiento de los gases Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa. En 1906 le fue concedido el premio Nobel por sus trabajos. Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6×10-19 culombios.

13 Tubo de Rayos Catódicos

14 ¿Cómo es el átomo de Thompson?
Thomson considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos. Al modelo se le da el nombre de “Budín de Pasas”

15 Aporte del Modelo Atómico de Thomson
Descubre la primera partícula sub- atómica… el electrón. Determina la relación carga masa del Electrón Intuye la presencia de otra partícula sub- atómica…el protón

16 Modelo atómico de Ernest Rutherford
Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. 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. 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

17 Diseño Experimental de Rutherford
Bombardea una lámina de oro con partículas Alfa Radiactivas Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados. Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo. El montaje experimental que utilizaron Geiger y Mardsen se puede observar en el dibujo. .

18 Resultados del Diseño Experimental de Rutherford
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que en caso de la 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.

19 ¿A qué conclusión llega?
Que el átomo esta constituido por un núcleo central que posee las cargas positivas (Protones) En el núcleo se concentra gran parte de la masa del átomo Los Electrones giran en torno al núcleo del átomo. Que existe un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza. El modelo se conoce como Modelo Planetario

20 Aportes del Modelo de Rutherford
Posteriormente investigaciones de Rutherford pusieron de manifiesto que la carga del núcleo era exactamente el número atómico multiplicado por la carga del electrón. Este núcleo recibió el nombre de protón y se pensó que era una partícula presente en los núcleos de todos los átomos. Confirma la existencia del electrón y determina su ubicación en el átomo Intuye la presencia del neutrón en el núcleo del átomo

21 Deficiencias del Modelo de Ernest Rutherford
 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. 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.

22 Modelo Atómico de Niels Bohr
Basándose en las teorías de Rutherford, publicó su modelo atómico en 1913, introduciendo la teoría de las órbitas cuantificadas, que en la teoría mecánica cuántica consiste en las características que, en torno al núcleo atómico, el número de electrones en cada órbita aumenta desde el interior hacia el exterior

23 La radiación electromagnética.
Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. Viene determinada por su frecuencia “” o por su longitud de onda “”, relacionadas entre sí por:

24 Diseño Experimental: Utiliza Espectros atómicos de átomos de Hidrógeno
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

25 Espectro electromagnético.
  © Ed. ECIR Química 2º Bachillerato

26 Espectros atómicos. 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. Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción).

27 © Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
Espectro de emisión CAP2/2B/2B1/ Espectro de absorción © Ed. ECIR Química 2º Bachillerato

28 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).

29

30 Algunos espectros de emisión
Litio Potasio

31 Características del Modelo De Niels Bohr
Los Electrones Giran alrededor del núcleo en órbitas. Cuando giran no emiten ni absorben energía, es decir se ubican en estados estacionarios o de energía cuantificada (por eso no se precipitan sobre el núcleo) Cuando un electrón absorbe Energía, salta de un nivel de menor energía a otro de mayor Energía, emitiendo un espectro de Absorción. Cuando un electrón salta de un nivel de mayor a otro de menor energía emite un fotón detectado a través de un espectro de Emisión.

32 ¿Cómo se puede representar el Modelo Atómico de Bohr?
Análisis energético

33 Deficiencias del Modelo de Niels Bohr
El modelo se aplica sólo para el átomo de Hidrógeno. No es posible explicar el comportamiento para átomos que posean más de un electrón.

34 Aporte de Bohr Se le considera como el Padre de la Mecánica Cuántica y precursor del modelo Mecano-Cuántico actual

35 Modelo Atómico Mecano Cuántico
Modelo desarrollado entre los años 1924 y aproximadamente.

36 Diseño Experimental El modelo es el resultado de múltiples investigaciones científicas entre las que se destacan el aporte de: Max Plank Louis de Broglie Werner Heisenberg Erwin Schrödinger Y por supuesto… Niels Bohr

37 Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía.
El estudio de las rayas espectrales permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “ ” con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos. Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto”. Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “”, la energía desprendida por dicho átomo sería:

38 Efecto fotoeléctrico. Algunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación sobre ellos. Este fenómeno es utilizado prácticamente para cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las puertas de un ascensor… Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la intensidad de la radiación sino únicamente de su frecuencia “”.

39 Efecto fotoeléctrico. Un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización, mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, si.

40 Fotones con energía suficiente Fotones con energía insuficiente
Efecto fotoeléctrico. Fotones con energía suficiente Fotones con energía insuficiente A mayor intensidad de luz manteniendo la frecuencia mayor número de electrones arrancados.

41 Principios básicos de la mecánica cuántica
Dualidad onda-corpúsculo: Formulado por De Broglie en 1924. “Cada partícula lleva asociada una onda” Principio de incertidumbre: Formulado por Heisenberg en “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”:

42 Características del Modelo Mecano Cuántico
Regido por el Principio de Incertidumbre, que plantea que es imposible determinar la posición y la velocidad (momentun) del electrón. Por lo tanto los electrones se ubican en niveles de Probabilidad denominados Orbitales (ecuaciones de Onda) El electrón tiene un doble comportamiento: dualidad onda-partícula El modelo es esencialmente un modelo matemático. La ubicación de las partículas sub- atómicas de los modelos anteriores se mantiene.

43 Cómo se representa al átomo mecano -cuántico

44 Aporte del Modelo Mecano Cuántico
A la fecha, el aporte ha sido inmenso Ingeniería: Desarrollo de Nuevos Materiales Medicina: Instrumentos, fármacos, etc. Electrónica: Desde el transistor al chip Conocimiento del Universo: Predicción en el movimiento de las partículas en el universo, big bang. Etc…etc…

45 Resolución de Preguntas sobre lo estudiado

46 Indicar a cuál modelo atómico corresponde cada enunciado
Concepto – Idea – elemento del diseño experimental Modelo de … Electrones girando en torno al núcleo como lo hacen los planetas en torno al sol Fue necesario bombardear átomos de oro con partículas alfa Aplica al principio de Incertidumbre o Principio de Heisemberg La desviación del haz luminoso en el tubo de rayos catódicos indicó que… Electrones ubicados en Niveles de Energía cuantificada Su defecto era que los electrones chocarían con el núcleo del átomo Cada átomo puede unirse a otros átomos en relación de números enteros Modelo del budín de pasas Los electrones tienen la capacidad de saltar de un nivel de energía a otro Electrones ocupando niveles de probabilidad u orbitales Establece por primera vez que en el núcleo del átomo hay protones y neutrones El modelo esta basado en la teoría cuántica de Plank, Dualidad onda- partícula -Principio de incertidumbre.

47 Identificar cada Modelo Atómico