Estructura de la materia (Segunda parte)

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1 Estructura de la materia (Segunda parte)

2 Durante el Renacimiento la ciencia cobró un gran auge, ligada a la nueva visión antropocéntrica del humanismo, y favorecida por la invención de la imprenta, los viajes y descubrimientos geográficos ocurridos en esta era. Lefevre, Stahl  ( ) Sostuvo que el plomo tiene una disposición de poros de tal manera que los corpúsculos del fuego se adhieren con firmeza al metal, ocasionando así el aumento de peso en los metales calcinados.

3 Jan Baptista van Helmont
(1580 – 1644) Utilizó la balanza en un experimento para demostrar que una cantidad definida de arena podía ser fundida con un exceso de álcali formando vidrio soluble, y cuando este producto era tratado con ácido, regeneraba la cantidad original de arena (sílice).

4 Robert Boyle ( ) Sostuvo que el plomo tiene una disposición de poros de tal manera que los corpúsculos del fuego se adhieren con firmeza al metal, ocasionando así el aumento de peso en los metales calcinados. Estableció el concepto moderno de "elemento" y descubre la hoy denominada Ley de Boyle: en condiciones de temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión sobre el mismo.

5 Antoine Lavoisier ( ) Lavoisier realizó los primeros experimentos químicos realmente cuantitativos. Demostró que en una reacción química, la cantidad de materia es la misma al comienzo y al final de la reacción, probando la ley de la conservación de la materia (La materia no se crea ni se destruye, solamente se transforma).

6 - Estudió la naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con oxígeno. De esta manera además reveló el papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas. Con estos estudios derribó a la teoría del flogisto, que era la aceptada en ese entonces, que suponía que el flogisto era una sustancia que desprendían los materiales al arder.

7 ¿Qué ocurre cuando sometemos a un fuerte calentamiento (calcinación) un metal?
Cuando calentamos al aire un trozo de estaño o de plomo podemos comprobar que el producto resultante pesa más que el metal inicial. La calcinación de un metal provoca un aumento de peso ¿Por qué?

8 La teoría del flogisto provenía de 1702 cuando los alemanes Johan Becher y Georg Stahl propusieron que todo material contiene un elemento común llamado flogisto que se desprende cuando el material arde. Una vez se ha agotado todo su flogisto el material se convierte en cal la cual, no obstante, puede reabsorber el flogisto si se calienta en carbón. Esta teoría que, hoy en día no tiene ningún sentido, explicaba perfectamente las observaciones cualitativas del aspecto de los metales y las cales. Sin embargo desde el momento que se introdujeron criterios cuantitativos la teoría ya no estaba tan clara.

9 ¿Qué ocurre cuando sometemos a un fuerte calentamiento una sustancia orgánica, por ejemplo un papel?
La ceniza que se obtiene pesa menos que el papel original ¿Por qué?

10 Lavoisier se dio cuenta que en ambos casos el peso no cambiaba cuando el experimento se hacía dentro de una campana. Es decir, cuando ninguna sustancia podía entrar o salir del sistema a medida que transcurría la reacción química. La ganancia de peso en el caso de los metales se debía a que éstos se combinaban con el oxígeno del aire. En el caso de la materia orgánica, la pérdida de peso se debía a la liberación de gases (dióxido de carbono y agua).

11 En un sistema cerrado en el que tienen lugar una reacción química la cantidad de materia es la misma en cualquier momento. Una reacción química no puede crear ni destruir materia

12 Calentó mercurio en presencia de aire y observó que mientras aparecía un sólido rojo en la superficie del metal el volumen de aire disminuía. Después de varios días (alcanzado el equilibrio) comprobó que la quinta parte del aire original había desaparecido. Lavoisier tenía claro que el sólido rojo era el producto de la combinación de mercurio y oxígeno (la parte del aire que mantenía la combustión y la respiración), por ello completó el experimento calentándolo con ayuda de una lupa

13 Efectivamente, el sólido se descompuso, apareciendo mercurio y la misma cantidad de aire que antes había desaparecido (realmente lo que apareció fue el oxígeno que se había combinado con el mercurio). Comprobó que el gas liberado (oxígeno) permitía la respiración de animales y reforzaba la combustión.

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15 John Dalton ( ) Químico y físico británico al que se debe la primera formulación moderna de la teoría atómica. Proveniente de una familia humilde completó su formación con mucho esfuerzo y obtuvo cierto prestigio con sus primeros trabajos científicos, que versaron sobre los gases y sobre una enfermedad visual que padeció, posteriormente llamada daltonismo.

16 Explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.

17 Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

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19 Joseph John Thomson (1856 - 1940)
Su investigación más famosa demostró la existencia de partículas cargadas negativamente, llamadas posteriormente electrones, y le valió un merecido Premio Nobel de física. Gracias a esta investigación, Bohr y Rutherford realizaron experimentos posteriores que condujeron a la comprensión de la estructura del átomo.

20 Los físicos del siglo XIX descubrieron que si construían un tubo de vidrio con cables insertados en ambos extremos y bombeaban hacia fuera la mayor cantidad de aire posible, una carga eléctrica que pasara a través del tubo desde los cables crearía un brillo fluorescente. Este tubo de rayos catódico también recibió el nombre de "cañón de electrones". Sabían que el rayo llevaba una carga negativa, pero no estaban seguros sobre si la carga podía separarse del rayo. Entonces, debatieron sobre si los rayos eran ondas o partículas, ya que parecían presentar propiedades de ambas.

21 Primer Experimento de Rayos Catódicos de Thomson
Construyó un tubo de rayos catódicos con un cilindro de metal en el extremo. Este cilindro tenía dos ranuras, que conducían a los electrómetros capaces de medir pequeñas cargas eléctricas. Descubrió que aplicando un campo magnético a través del tubo no había actividad registrada por los electrómetros  La carga había sido doblada por el imán. Esto demostró que la carga y el rayo eran inseparables y estaban entrelazados.

22 Segundo Experimento de Rayos Catódicos de Thomson
Él pensaba que los rayos llevaban una carga negativa, y para probar su hipótesis, intentó desviarlos con un campo eléctrico. Para probar esto, construyó un tubo de rayos catódicos ligeramente diferente, con un revestimiento fluorescente en un extremo y un vacío casi perfecto. A mitad del tubo había dos placas eléctricas produciendo un ánodo y un cátodo. Lo que Thomson esperaba era que las placas desviaran los rayos.

23 Como pensaba, efectivamente los rayos fueron desviados por la carga eléctrica.
Esto demostró de que los rayos se componen de partículas cargadas negativamente

24 Tercer Experimento de Rayos Catódicos deThomson
Thomson decidió tratar de llegar a la naturaleza de las partículas. Eran demasiado pequeñas para calcular exactamente su masa o su carga, pero intentó deducirlo de cuánto se doblaban las partículas por las corrientes eléctricas de diferentes fuerzas. Descubrió que la relación de carga a masa era tan grande que las partículas o bien soportaban una carga enorme o eran mil veces más pequeñas que un ión de hidrógeno. Se decidió por esto último y se le ocurrió la idea de que los rayos catódicos estaban hechos de partículas que emanan desde el interior de los átomos mismos.

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26 Ernest Rutherford ( ) Tras licenciarse en Nueva Zelanda, se trasladó a la Universidad de Cambridge para trabajar como ayudante de JJ. Thomson. En 1919 sucedió al propio Thomson como director del Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge.

27 Rutherford llegó a la conclusión de que si el modelo atómico de Thomson era correcto, al bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) el haz de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas en su trayectoria. Pero al realizar la experiencia observó que un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thomson fuese correcto.

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29 Los resultados le confirmaron que los átomos de la lámina debían ser estructuras básicamente vacías y entonces ideó el siguiente modelo: Pensó al átomo como un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.

30 Entonces en el modelo de Rutherford:
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo. Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. La suma de las cargas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.

31 Niels Bohr (1885 - 1962) Su modelo se basa en tres postulados:
1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía. 2. Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.

32 3. Cuando un electrón pasa a una órbita más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. Pero mientras se mueva en cualquiera de esas órbitas no radiará energía. Si pasa de una órbita externa (mayor energía) a otra más interna (menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa a otra más externa.  Los electrones se disponen en órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía.

33 El nivel de energía crece con el diámetro de la orbita permitida (valor de “n”).
Al ser excitado el electrón puede ganar energía y la emitirá al regresar a un nivel interior.

34 Werner Heisenberg ( ) El principio de incertidumbre de Heisenberg, también conocido como la “relación de indeterminación”, afirma la imposibilidad de realizar la medición precisa de la posición y del momento lineal (cantidad de movimientos) de una partícula al mismo tiempo Este principio plantea algo novedoso para la ciencia de ese momento…. La posibilidad de que algo no sea exacto.

35 Según este principio ciertos pares de variables físicas, como la posición y el momento (m.v) de una partícula, no pueden calcularse simultáneamente con precisión . Así si repetimos el calculo de la posición y el momento de una partícula cuántica encontraremos que los cálculos fluctúan en torno a valores medios. Si el electrón obedeciese las leyes de las mecánica newtoniana, las incertidumbres podrían reducirse a cero y la posición y el momento del electrón podrían determinarse con total precisión. Pero la mecánica cuántica, a diferencia de la newtoniana, sólo nos permite conocer una distribución de la probabilidad de esas cálculos.

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