CLASE 10 Mención. El mundo atómico I Modelos Atómicos Principio de Incertidumbre

Objetivos de aprendizaje Reconocer los primeros modelos atómicos hasta los modelos cuánticos. Reconocer el principio de incertidumbre

1. Modelos atómicos 1.1 El Átomo En el siglo V a.C., el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles a las que llamó átomos (‘sin división’). Demócrito

1.2 Modelo de Dalton Dalton publicó su teoría atómica, en la que postuló que: Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. Todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos en su masa y demás propiedades. John Dalton

Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos. En particular, sus masas son diferentes. Los átomos son indestructibles y mantienen su identidad en los cambios químicos.

1.3 Descubrimiento del protón Eugen Goldstein En 1886, Eugen Goldstein, utilizo el tubo de rayos catódicos perforado y observo otro tipo de rayos que procedían del ánodo; estos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior a este. El protón es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental positiva y una masa 1.836 veces superior a la de un electrón. Sufre desviaciones por campos electromagnéticos.

1.4 Descubrimiento del electrón En 1897, se descubrió la primera de las partículas subatómicas, por Joseph John Thomson. Demostró que ésta era aproximadamente mil veces más ligera que el hidrógeno. Sus experimentos con rayos catódicos le condujeron al descubrimiento de los electrones y de las partículas subatómicas.

1.5 Modelo de Thomson Joseph Thomson cambió dramáticamente la visión moderna del átomo con el descubrimiento del electrón. Thomson propuso que el átomo estaba formado por un conjunto de electrones incrustados en una masa esférica de densidad uniforme y carga positiva, de manera que el conjunto era neutro y estable. Joseph Thomson

1.6 Experimento de Rutherford Ernest Rutherford ejecutó una serie de experimentos con partículas α. La experiencia más importante consistió en bombardear una finísima lámina de oro con estas partículas la cuales finalmente eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de zinc. Ernest Rutherford Las partículas α son núcleos de Helio formados por dos protones y dos neutrones, siendo su carga positiva.

1.6 Experimento de Rutherford El resultado del experimento fue sorprendente: algunas partículas atravesaban la lámina sin desviarse o eran desviadas en pequeños ángulos. Otras eran dispersadas en ángulos bastante grandes, incluso en 180°. Rutherford concluyo que: Los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas los atravesaban. Dentro del átomo tendría que haber una zona con carga positiva, ya que algunas partículas retrocedían o se desviaban. En esta zona, la masa era suficiente como para que las pesadas partículas α no la hicieran a un lado; había descubierto el núcleo atómico. Partículas α Núcleo Átomos de oro

1.7 Modelo de Rutherford Rutherford propuso que el átomo consistía en un pequeño y denso núcleo de partículas cargadas positivamente que se encontraba en el centro, rodeado por un remolino de electrones. Es neutro, porque el número de electrones es igual al de protones.

1.8 Limitaciones del modelo de Rutherford Toda partícula acelerada, como es el caso del electrón cuando gira describiendo una órbita, emite energía en forma de radiación electromagnética. En consecuencia, el electrón pierde energía en forma continua, provocando un movimiento cada vez más veloz y a distancias del núcleo cada vez más cortas, hasta que finalmente termina precipitándose en el núcleo (catástrofe atómica). No explicaba los espectros atómicos.

1.9 Descubrimiento del neutrón El descubrimiento de esta tercera partícula fundamental fue hecho en 1932 por el físico inglés James Chadwick. La dificultad de este descubrimiento radicó en que esta partícula carecía de carga eléctrica. Su hallazgo resolvió el problema de la radiación alfa y significó una mejora del modelo atómico de Rutherford, que quedó completado en los siguientes términos: Los átomos constan de núcleos muy pequeños y sumamente densos, rodeados de una nube de electrones a distancias relativamente grandes de los núcleos. Todos los núcleos contienen protones. Los núcleos de todos los átomos, con excepción de la forma más común del hidrógeno, también contienen neutrones. James Chadwick

2. Teoría mecánico-cuántica 2.1 Postulados de Planck La materia está formada por partículas que oscilan, emitiendo energía en forma de radiación electromagnética. La energía que emiten estas partículas no puede tener cualquier valor, sino tan sólo algunos valores que son múltiplos de una cantidad discreta de energía (paquetes de energía), llamada cuanto. El valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida. Max Planck E cuanto : energía de un cuanto . f : frecuencia de la radiación emitida. h : constante de Planck, cuyo valor es 6,63∙10-34 [J·s]

2.2 Interacción radiación electromagnética-materia Efecto fotoeléctrico Es la emisión de electrones de un metal, cuando sobre él incide radiación electromagnética, ya sea luz visible o ultravioleta. Efecto Compton Consiste en el aumento de la longitud de onda de un fotón de rayos X cuando choca con un electrón libre y pierde parte de su energía. La frecuencia o la longitud de onda de la radiación dispersada depende únicamente de la dirección de dispersión.

2.3 Modelo de Bohr Niels Bohr Niels Bohr propone un nuevo modelo atómico, en el que se mantiene la estructura planetaria propuesta por Rutherford, pero se utilizan los principios cuánticos sobre la emisión de energía, introduciendo una serie de condiciones sobre el comportamiento del electrón. Para realizar su modelo, utiliza el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo y girando a su alrededor un electrón. Bohr aplica la hipótesis cuántica realizada por Planck en 1900.

2.3 Modelo de Bohr El electrón se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo, llamadas órbitas electrónicas. Cada una de éstas corresponde a un nivel de energía permitido, es decir, la energía del electrón dentro del átomo está cuantizada y bien definida. El átomo tiene siete órbitas. Mientras más cercano esté el electrón al núcleo, menos cuantos de energía necesita para describir esa órbita. hf

2.3 Modelo de Bohr Los niveles de energía permitidos al electrón son aquellos en los que su momento angular ( ) es un múltiplo entero de . m = masa v = velocidad del electrón r = radio de la órbita h = constante de Planck n = 1,2,3,… correspondiente al número cuántico principal.

2.4 Espectros atómicos Mientras el electrón permanece en una de estas órbitas “permitidas”, no se emite energía. Cuando el electrón baja de un nivel energético mayor a uno menor, libera energía en forma de luz. Cuando el electrón sube de nivel, absorbe energía. Cuando un electrón cambia de estado, se tienen dos posibilidades: absorber o desprender energía.

2.5 Incompatibilidad del modelo de Bohr con la realidad Fue abandonado porque no se hallaba concordancia con los espectros atómicos que contienen varios electrones. (Otros átomos distintos del hidrogeno) Era incapaz de explicar como los átomos podían formar moléculas. La Teoría actual sobre la estructura electrónica proviene de la mecánica ondulatoria (mecánica cuántica). Ésta tiene sus bases en : El principio de incertidumbre de Heisenberg. La naturaleza ondulatoria del electrón de De Broglie.

2.6 Incerteza clásica Ninguna medición tiene precisión absoluta, pues siempre habrá una incertidumbre asociada a cada medición. La incertidumbre surge por diversos motivos; entre los más importantes, además de los errores humanos, están la exactitud limitada de todo instrumento de medición, y la incapacidad de interpretar una medida menor que la mínima proporcionada por el instrumento. Por ejemplo, si utilizáramos una regla para medir el ancho de un tablero en centímetros, podríamos decir que el resultado de la medición posee una precisión de 0,1 [cm], la mínima división de la regla. Luego, la incertidumbre estimada es ± 0,1[cm].

2.7 Incertidumbre Heisenberg Este principio afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula, por ejemplo, un electrón. En forma similar, existe incertidumbre al medir la energía E de una partícula en un instante t. Características: Es una consecuencia de la dualidad onda-partícula de la radiación y de la materia. Sus resultados se expresan en términos de probabilidades. Es significativo solo para dimensiones pequeñas, como las partículas elementales de la materia. Las partículas, en su movimiento, no tienen asociada una trayectoria definida como lo tienen en la física newtoniana. Mientras mayor certeza se busca en determinar la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de movimiento lineal y, por tanto, su velocidad

2.8 Dualidad onda-particula De Broglie sugirió que toda la materia tenia propiedades ondulatorias. Toda partícula (electrones, protones, átomos, balas e incluso seres humanos) tiene una longitud de onda que se relaciona con su cantidad de movimiento de acuerdo con la expresión En 1926 Edwin Schrodinger planteó que el electrón se comportaba como onda y que se distribuía alrededor del núcleo como una “nube” en todo el volumen del átomo. Los electrones poseen una naturaleza dual (onda- partícula)

E Pregunta PSU Reconocimiento El experimento de Rutherford, que consistió en enviar partículas alfa contra una delgada lámina de oro, permitió establecer la carga eléctrica del electrón. la carga eléctrica de la partícula alfa. la masa del protón. la existencia del neutrón. la existencia del núcleo atómico. Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2008. E Reconocimiento