HISTORIA DE LOS MODELO ATÓMICOS

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1 HISTORIA DE LOS MODELO ATÓMICOS
CARLOS SEADE ABBUD 3-.E QUÍMICA

2 EL ÁTOMO La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se descubrió observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia. El origen de los espectros era desconocido hasta que la teoría atómica unió la emisión de radiación por parte de los átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la que éstos se encuentran del núcleo.

3 DALTON El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton. Postulados de Dalton Dalton 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 permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas. 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. Puntos en contra:       *  Este modelo atómico no explicaba la existencia de los isótopos.       * Dalton supuso que el átomo era indivisible; sin embargo hoy en  día sabemos que no es así, pues está formado por varias partículas sub atómicas: Protones, neutrones, electrones; etc. 

4 RUTHERFORD   En 1910, Ernest Rutherford, un físico neozelandés, quiso poner a prueba el modelo atómico descrito por Joseph Thomson, el cual consistió en que hacer pasar un rayo de partículas alfa (partículas cargadas positivamente) a través de una lámina de oro extremadamente. Las principales conclusiones que se obtuvieron fueron:   El átomo es mayormente vacío, lo que explicaría el porque la mayoría de las partículas atravesaron la lámina de oro sin sufrir desviación.   El átomo posee un centro denso, que abarca la totalidad de la masa. Además, este centro, llamado núcleo, está cargado positivamente, razón por la cual, las partículas alfa al acercarse a él sufrían desviaciones (cargas iguales se repelen).   Debido a que el átomo es eléctricamente neutro, los electrones deben estar rodeando al núcleo, girando en órbitas circulares alrededor de él, tal y como lo hacen los planetas alrededor del Sol. La cantidad de electrones es igual y de signo contrario a la carga ubicada en el núcleo.

5 THOMSON El modelo atómico de Thomson, también llamado “budín de pasas”, fue propuesto por Joseph John Thomson en El descubrió el electrón, al descubrir que los rayos catódicos estaban formados por partículas negativas. Describió que los rayos catódicos no estaban cargados, ni eran átomos, así que eran partículas subatómicas, las cuales les dio el nombre de electrones. A Thomson también le corresponde el descubrimiento de los isótopos, así como el invento del espectrómetro de masa. Thomson, propuso una esfera de materia no uniforme cargada positivamente, donde se encontraban insertadas las partículas negativas, es decir, los electrones, de ahí que también se le conozca a este modelo como “budín de pasas”, por la semejanza con éste dulce inglés. Al igual realizó una serie de tres experimentos con tubos de rayos catódicos, en su tercera prueba Thomson llegó a conclusiones avanzadas, llamando “corpúsculos” a las partículas que procedían del interior de los átomos de los electrodos, formando los rayos catódicos. Un tubo catódico era un tubo de vidrio vacío cerrado, al que se le extraía el aire y se le introducía un gas a una presión reducida. Tras esta observación, llegó a la conclusión de que los átomos son divisibles.

6 Schrödinger El Modelo Atómico de Schrödinger (1924) postula que:
Los electrones son ondas de materia que se distribuyen en el espacio según la función de ondas (Ψ): (δ2Ψ/δx2) + (δ2Ψ/δy2) + (δ2Ψ/δz2) + (8π2m/h2)(E-V)Ψ = 0 Los electrones se distribuyen en orbitales que son regiones del espacio con una alta probabilidad de encontrar un electrón. Dicha probabilidad viene determinada por el cuadrado de la función de ondas (Ψ2). Se tienen en cuenta los siguientes números cuánticos: Número cuántico principal (n = 1, 2, 3...): indica el nivel energético del electrón y su distancia al núcleo Número cuántico secundario o Azimutal (l = 0, 1, 2,..., n-1): subniveles energéticos para cada n. Número cuántico magnético (m): orientación del orbital ante campos magnéticos externos. Valores entre -l y + l Número de espín (s): sentido del giro del electrón. Valores 1/2 y - 1/2 Orbitales del modelo atómico de Schrödinger

7 BOHR El físico danés Niels Bohr , propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados: Primer Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía Segundo Postulado:   Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p. n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc. Tercer postulado:   Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa.   Cuando un electrón libre es atraído por el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa. Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo.

8 SOMMERFELD  El físico alemán Arnold Sommerfeld, crea en 1916, su modelo, para dar algunas mejoras al modelo atómico de Bohr, ayudándose de la relatividad de Albert Einstein. Es conocido en el mundo científico por su aportación a la ciencia con la constante de la estructura fina en 1919, que es la constante física fundamental en la interacción electromagnética. Sommerfeld había encontrado que en algunos átomos, las velocidades que experimentaban los electrones llegaban a ser cercanas a la de la luz, así que se dedicó a estudiar los electrones como relativistas. Fue en 1916 cuando Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr. De este modo, hizo dos básicas modificaciones: -Los electrones describían órbitas cuasi- elípticas. -Velocidades relativistas. Sommerfeld defendió, que el núcleo de los átomos no es permanece quieto, sino que ya sea electrón o núcleo, ambos realizan un movimiento entorno al centro de masas del sistema, que se encontrará cercano al núcleo debido a que posee una masa miles de veces mayor que la masa del electrón. Las líneas espectrales se desdoblaban y para explicar este punto, Sommerfeld, usando buenos espectroscopios, supuso que los electrones podían tener orbitas tanto elípticas como circulares. El modelo atómico de Sommerfeld, es una adaptación mejorada y generalizada del modelo atómico de Bohr, dándole a éste, un punto de vista relativista, pero aun así, no pudo explicar los modos de emisión que tenían las órbitas elípticas, pudiendo sólo descartar las órbitas circulares.

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10 REFRENCIAS S.A (MÉXICO, 2012) Modelo Atómicos. Extraído el 30 de enero del 2017 desde: S.A (ESPAÑA,2010) Los Átomos. Extraído el 29 de enero del 2017 desde: S.A(ESPAÑA,2014) Modelo de Rutherford. Extraído el 29 de enero del 2017 desde: WEEKS, M.E. (1954), Descubrimientos y conquistas de la química, traducido por A. Sanromá, Barcelona, Manuel Marín, p. S.A (México, 2017) Teoría Atómica Moderna. Extraído el 01 de febrero del 2017 desde: Andrews DH., kokes J.R.,Química fundamental , publicaciones cultural S.A.EEspaña(CRAT)1968 pp