María Constanza calderón sanjuán 235047 Modelos atómicos María Constanza calderón sanjuán 235047

EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS 1. Modelo Atómico De Demócrito de Abdera 2. Modelo Atómico De Dalton 3. Modelo Atómico De Thomson 4. Modelo Atómico Cúbico De Lewis 5. Modelo Atómico De Rutherford 6. Modelo Atómico De Bohr 7. Modelo Atómico De Sommerfeld 8. Modelo Atómico De Schrödinger

1. Modelo Atómico De Demócrito de Abdera Fue el primer filósofo-científico que afirmó que los átomos son eternos, inmutables e indivisibles, es decir, que duran siempre, que no cambian y que no pueden dividirse en partículas más pequeñas. Para Demócrito el átomo era la partícula más pequeña que había, una partícula homogénea, que no se puede comprimir y que además no se podía ver. Su teoría era filosófica, no científica. 1. Modelo Atómico De Demócrito de Abdera

2. Modelo Atómico De Dalton Dalton hizo los siguientes “postulados” (afirmaciones o supuestos):  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.  5. Los átomos, al combinarse para formar compuestos (lo que hoy llamamos moléculas) mantienen relaciones simples.  6. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

3. Modelo Atómico De Thomson Su teoría sobre el átomo decía que los átomos estaban compuestos por electrones de carga negativa en un átomo positivo, es decir, como si tuviéramos una bola cargada positivamente rellena de electrones (carga negativa), también conocido como Modelo del Pudin De Pasas porque parece un bizcocho relleno de pasas.

4. Modelo Atómico Cúbico De Lewis El modelo atómico de Lewis está basado en un cubo, donde decía que los electrones de un átomo se colocaban de forma cúbica, es decir, los electrones de un átomo estaban colocados en los vértices de un cubo.  Gracias a ésta teoría se conoció el concepto de “valencia de un electrón” es decir, esos electrones en el último nivel de energía de un elemento que pueden reaccionar o enlazarse con otro elemento. 

5. Modelo Atómico De Rutherford Para Rutherford el átomo estaba compuesto de un núcleo atómico cargado positivamente y una corteza en los que los electrones (de carga negativa) giran a gran velocidad alrededor del núcleo donde estaba prácticamente toda la masa del átomo.  Para Rutherford esa masa era muy muy pequeña. Esa masa la definía como una concentración de carga positiva.  Los estudios de Rutherford demostraron que el átomo estaba vació en su mayor parte ya que el núcleo abarcaba casi el 100% de la masa del átomo. 

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Experimento de Rutherford Bombardeo de una película delgada de oro con partículas muy energéticas

Métodos de Caracterización de materiales Aplicación del Modelo de Rutherfod Básicamente, el principio consiste en colocar un blanco frente a un rayo mono energético de iones de hidrógeno, helio o cualquier otro elemento, normalmente ligeros. Los iones retro dispersados provenientes del blanco como resultado de la interacción son detectados y analizados. Para los iones que son dispersados por la superficie de la muestra se tendrá la siguiente expresión de la energía E: 𝑬=𝑲 𝑬 𝑶 donde E0 es la energía de incidencia del ion y K es el llamado factor cinemático de dispersión. Este factor proporciona información acerca de la masa del átomo blanco.

6. Modelo Atómico De Bohr  En el modelo de Bohr se introdujo ya la teoría de la mecánica cuántica que pudo explicar cómo giraban los electrones alrededor del núcleo del átomo. Los electrones al girar entorno al núcleo definían unas órbitas circulares estables que Bohr explicó como que los electrones se pasaban de unas órbitas a otras para ganar o perder energía. Demostró que cuando un electrón pasaba de una órbita más externa a otra más interna emitía radiación electromagnética. Cada órbita tiene un nivel diferente de energía.

Cálculo de las energías en el H Para que la órbita se mantenga se debe cumplir que: 𝐹 𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟í𝑝𝑒𝑡𝑎 = 𝐹 𝑒𝑙é𝑐𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎 , entonces se tiene que:   𝑘 𝑍 𝑒 2 𝑟 2 = 𝑚 𝑣 2 𝑟 ; m=masa, v=velocidad, Z=número atómico, r= radio de órbita Despejando el radio de órbita: 𝑟=𝑘 𝑍 𝑒 2 𝑚 𝑣 2 Por medio de un balance de energía tanto cinética como potencial, se tiene: 𝐸=− 1 2 𝑘𝑍 𝑒 2 𝑟 (*)

Con relación al segundo postulado, se plantea: 𝑟 𝑛 = 𝑛 2 ℎ 2 4 𝜋 2 𝑘𝑚𝑍 𝑒 2 ; Donde h es la cte. de Planck.   Para el átomo de hidrógeno sustituimos n=1, r= 0,52 A° Reemplazamos la ecuación del radio en (*), resulta que: 𝐸 𝑛 =− 2𝑘 2 𝑚 𝑍 2 𝑒 4 𝜋 2 𝑛 2 ℎ 2 Con Z=1 se obtiene que E(1)=-13,6eV Finalmente, 𝐄 𝐧 =− 𝟐 𝐤 𝟐 𝐦 𝐙 𝟐 𝐞 𝟒 𝛑 𝟐 𝐧 𝟐 𝐡 𝟐 =− 𝟏𝟑,𝟔 𝐞𝐕 𝐧 𝟐

Reemplazando para los primeros 4 niveles n=1, n=2, n=3 y n=4, tenemos que: E(1)=-13,6eV E(2)= -3,4 eV E(3)=-1.51 Ev E(4)=-0,85 eV

Cálculo de las energías en el H Cuál es la energía de enlace del único electrón en el átomo de H? 𝐸 1= − 13.6 eV 1 2 =−13.6 𝑒𝑉∗ 1.602177∗ 10 −19 𝐽 1𝑒𝑉 =2.176∗ 10 −18 𝐽 Es la energía necesaria para ionizar el H o arrancar el único e?

7. Modelo Atómico De Sommerfeld  Lo que hizo Sommerfeld fue perfeccionar el modelo de Bohr con las órbitas elípticas lo que dio lugar al descubrimiento del numero cuántico Azimutal (o secundario). Cuanto mayor era este número mayor era la excentricidad de la órbita elíptica que describía el electrón. 

8. Modelo Atómico De Schrödinger Describió la evolución del electrón alrededor del núcleo mediante ecuaciones matemáticas, pero no su posición. Decía que su posición no se podía determinar con exactitud. Schrödinger propuso entonces una ecuación de onda que ayuda a predecir las regiones donde se encuentra el electrón, que se conoce como “ecuación de Schrödinger”.