modelos atomicos.

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evolución de los diferentes modelos atómicos

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modelos atomicos.

  1. 1. INTRODUCCION Cada sustancia del universo está formada por pequeñaspartículas llamadas átomos; son estudiados por la química, que surgió en la edad media y que estudia la materia. Para comprender los átomos, cientos de científicos han anunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender su complejidad. Durante el renacimiento, la química fue evolucionando; a finales del siglo XVIII se descubren los elementos y en el siglo XIX se establecen leyes de la combinación y la clasificación periódica de loselementos y se potencia el estudio de la constitución de los átomos. http://www.youtube.com/watch?v=tfzr7Yjv3-M
  2. 2. h John Dalton Thompson Niels Bohr rutherford Schrodinger
  3. 3. En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito. Según la teoría de Dalton: 1.- Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas átomos. Dalton estableció un sistema para designar a cadaátomo de forma que se pudieran distinguir entre los distintos elementos:
  4. 4. 2.- Los átomos de un mismo elemento son todos igualesentre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades. Según la teoría atómica de Dalton cada elemento tiene todos sus átomos iguales y diferentes de los demás.
  5. 5. Elemento hidrogeno con todos sus átomos iguales Elemento oxigeno con todos sus átomos iguales3.- Los compuestos se forman por la unión de átomosde los correspondientes elementos según una relaciónnumérica sencilla y constante. Una molécula de agua esta formada por 1 átomo de oxigeno y 2 de Esta molécula de agua hidrogeno oxigenada esta formada por 2 átomos de oxigeno unidos a 2 átomos de hidrogeno
  6. 6. De la teoría atómica de Dalton se pueden obtener las siguientes definiciones: - Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.- Un elemento es una sustancia pura que está formada por átomos iguales. - Un compuesto es una sustancia que está formada por átomos distintos combinados en una relación numérica sencilla y constante.
  7. 7. El modelo atómico de Dalton explicaba por qué lassustancias se combinaban químicamente entre sí sólo enciertas proporciones.Además el modelo aclaraba que aún existiendo una granvariedad de sustancias diferentes, estas podían serexplicadas en términos de una cantidad más bien pequeñade constituyentes elementales o elementos.En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de laquímica orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie dehechos complejos a una teoría combinatoria realmentesimple.El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de laquímica, fue el primer modelo atómico con basescientíficas, fue formulado en 1808 por John Dalton.
  8. 8. En un principio, Dalton dijo que la materia estaba formada por átomos, es decir, por partículas indivisibles e inalterables. Pero al descubrirse laexistencia de las partículas subatómicas, se comprobó que el átomo no era indivisible. A pesar de que la teoría de Dalton era errónea,significó un avance muy importante en el camino de lacomprensión de la materia. Además, la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, y durante bastantes años muchos científicos se resistieron a reconocer la existencia del átomo.
  9. 9. El modelo atómico de Thompson, a diferencia delde Dalton, es que en este se plantea por primeravez la utilización del electrón, considerando quees una partícula de carga negativa. (e-). En estemodelo solo se plantea la existencia del electrón,sin embargo nunca menciona la existencia delprotón ni del neutrón. Una vez considerado elelectrón como una partícula fundamental de lamateria existente en todos los átomos, los físicosatómicos empezaron a especular sobre cómoestaban incorporadas estas partículas dentro delos átomos.
  10. 10. El modelo comúnmente aceptado era el que a principios del siglo XX propuso Joseph John Thompson, quién pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma denube difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban embebidos los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva.
  11. 11. Tras el descubrimiento del electrón(descubiertopor Thompson en el año 1897; véase partículassubatómicas), en 1898 Thompson propuso unmodelo atómico que tomaba en cuenta la existenciade dicha partícula subatómica.Su modelo era estático, ya que suponía que loselectrones estaban en reposo dentro del átomo, y queel conjunto era eléctricamente neutro.El modelo de Thompson era parecido a un pastel defrutas: los electrones estaban incrustados en unamasa esférica de carga positiva. La carga negativatotal de los electrones era la misma que la cargatotal positiva de la esfera, por lo que dedujo que elátomo era neutro.
  12. 12. Thompson también explicó la formación de iones, tanto positivos como negativos. Cuando el átomo pierde algún electrón, laestructura queda positiva y se forman iones positivos; pero si el átomo gana algún electrón, la estructura queda negativa y se forman iones negativos.
  13. 13. Según el modelo de Thompson, los átomos estánconstituidos por una distribución de carga y masaregular, y éstos están unidos unos con otrosformando la sustancia. Es decir, la sustanciadebería poseer una estructura interna homogéneay, por tanto, las partículas al atravesarla deberíantener un comportamiento uniforme. Tras losexperimentos de Rutherford, y tras eldescubrimiento de las partículas subatómicas sevio que lo dicho por Thompson no se cumplía. Por otro lado, aunque Thompson explicó laformación de iones, dejó sin explicación laexistencia de las otras reacciones.
  14. 14. En 1910 el físico neozelandés, Ernesto Rutherford, utilizó partículas alfa, para demostrar la estructura de los átomos. Rutherford efectuó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro, como blanco de partículas alfa provenientes de una fuente radiactiva. En este experimento, observo que la mayoría de las partículasalfa, atravesaban la lámina sin desviarse, o bien con una ligera desviación. De vez en cuando, algunas partículas erandispersadas (o desviadas) de su trayectoria con un gran ángulo. ¡En algunos casos, las partículas alfa regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva! Tiempo después, Rutherford pudo explicar los resultados del experimento de la dispersión de partículas alfa utilizando un nuevo modelo de átomo.
  15. 15. De acuerdo con Rutherford, la mayor parte de los átomos debe ser espacio vacío. Esto explica por qué la mayoría de las partículas alfa atravesaron la lámina de oro sufriendo poca o ninguna desviación. Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en "un denso conglomerado central del átomo, que lollamo núcleo" .Cuando una partícula alfa pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una gran fuerza de repulsión, lo que originaba una grandesviación. Más aún, cuando una partícula alfa incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que su trayectoria se invertía por completo. "Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones".
  16. 16. En otros experimentos se encontró que los protonestienen la misma cantidad de carga que los electrones y que su masa es de 1.67262 x 10-24g, aproximadamente 1840 veces la masa de las partículas, con carga negativa, los electrones. "La masa del núcleo constituye la mayor parte de la masa total del átomo, pero el núcleo ocupa solamente 1/1013 del volumen total del átomo" "Mientras que los protones están confinados en elnúcleo del átomo, se considera que los electrones están esparcidos alrededor del núcleo y a cierta distancia de él".
  17. 17. Al ver que no se cumplía el modelo propuesto porThompson, Rutherford formuló el modelo nuclear delátomo. Según este modelo, el átomo está formado por un núcleo y una corteza:Núcleo: aquí se concentra casi la totalidad de la masa del átomo, y tiene carga positiva. Corteza: está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares (sistema solar en miniatura) Así mismo, también dijo que la materia es neutra, ya que la carga positiva del núcleo y la negativa de la corteza se neutralizan entre sí.
  18. 18. Rutherford dedujo que: La materia está casi vacía; el núcleo es 100.000 veces más pequeño que el radio del átomo.La mayoría de las partículas alfa no se desvían porque pasan por la corteza, y no por el núcleo.Las que pasan cerca del núcleo se desvían porque son repelidas. Cuando el átomo suelta electrones, el átomo se queda con carga negativa, convirtiéndoseen un ión negativo; pero si, por el contrario, el átomogana electrones, la estructura será positiva y el átomose convertirá en un ión negativo. El átomo es estable.
  19. 19. s Algunos rayos pasaron casi libremente. esto indicaba que gran cantidad de espacio del átomo estaba vacío. Algunos rayos se desviaron parcialmente. esto indica que pasaban cerca de una carga positiva y eran desviados por la fuerza eléctrica. Pero algunos rayos rebotaban. esto era por que chocaban frontalmente con una masa positiva. esto es el núcleo. http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap2/ex perimento_%20rutherford.doc
  20. 20. Según el modelo atómico de Rutherford, los electrones semueven en órbitas circulares y tienen una aceleración normal.Pero según los principios del electromagnetismo clásico, unacarga eléctrica en movimiento acelerado emite energía; por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral hasta chocar con el núcleo, y esto supondría una pérdida continua de energía. Por otro lado, el electrón pasaría por todas las órbitasposibles describiendo una espiral alrededor del núcleo; y por tanto, la radiación emitida debería de ser continua. Sin embargo, los espectros de emisión de los elementos son discontinuos.
  21. 21. Según el concepto de Niels Bohr, los electrones solo puedencircular alrededor del núcleo atómico en ciertas órbitascirculares. La objeción que hizo Bohr con respecto almodelo de Rutherford era que según las leyes físicasclásicas el electrón, poseedor inicialmente de una ciertacantidad de energía, la iría perdiendo en forma de ondaselectromagnéticas, lo que acabaría provocando laprecipitación de dicha partícula sobre el núcleo. De estemodo, el átomo, como tal, quedaría destruido.¡Contrariamente a lo que ocurre en la realidad!
  22. 22. Bohr introdujo el concepto de niveles de energía, por medio del cual, cada electrón tiene una determinada energía, lo cual lo mantiene a cierta distancia del núcleo. Los electrones siempre se ubican en los primeros niveles. POSTULADOS DE MODELO ATOMICO DE BOHR El átomo está cuantizados, ya que solo puede poseer unas pocas y determinadas energías.El electrón gira en unas órbitas circulares alrededor del núcleo, y cada órbita es un estado estacionario que va asociado a un numero natural, "n" (núm. cuántico principal), y toma valores del 1 al 7. Así mismo, cada nivel "n" está formado por distintos subniveles, "l". Y a suvez, éstos se desdoblan en otros (efecto Zeeman), "m". Y por último, hay un cuarto núm. cuántico que se refiere al sentido, "s". Los niveles de energía permitidos son múltiplos de la constante de planck.Cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro, se absorbe o se emite energía. Cuando el electrón está en n=1 se dice que está en el nivel fundamental (nivel de mínima energía); al cambiar de nivel el electrón absorbe energía y pasa a llamarse electrón excitado. Bohr situó a los electrones en lugares exactos del espacio.
  23. 23. Tras el descubrimiento del neutrón, en 1913 Bohr intentó mejorar el modelo atómico de Rutherford aplicando las ideas cuánticas de Planck a su modelo.Para realizar su modelo atómico se valió del átomo de hidrógeno; describió el átomo de hidrógeno con un protón como núcleo y con un electrón girando a su alrededor. Aplicando esta hipótesis se resolvía la dificultad deátomo de Rutherford: el electrón al girar alrededor del núcleo no iba perdiendo energía, sino que se situaba en uno de los estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón solo perdía oganaba energía cuando saltaba de un estado a otro. Laenergía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía de electrón libre. Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios
  24. 24. Bohr creó su modelo basándose en el átomo de hidrógeno; pero surgieron complicaciones. En consecuencia, Sommerfeld perfeccionó este modeloconsiderando la energía en las órbitas atómicas estaba cuantizada, ni por qué que las órbitas podían ser también elípticas. El modelo atómico de Bohr no explicaba por qué algunas propiedades de los elementos se repetían periódicamente. Es decir, no explicaban bien los espectros de emisión. Además, se aventuraba a colocar a los electrones con exactitud en unas órbitas fijas.
  25. 25. Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heinsenberg y Schrodinger. Aspectos característicos: Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículasmateriales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada. Principio de indeterminación: Heinsenberg dijo que era imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio. Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas.Así establecieron el concepto de orbital, región del espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande. Características de los orbitales:
  26. 26. La energía está cuantizada. Lo que marca la diferencia con el modelo de Bohr es que este modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad.Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en ellugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor
  27. 27. El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos. Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución. Y por último, dada la cantidad de elementos, se necesitaba una clasificación. Hoy en día se utiliza la Tabla Periódica, aunque le precedieron muchos otras propuestas. En la Tabla Periódica los elementos se clasifican según el número atómico.
  28. 28. El modelo atómico de Schrodinger no se trata de un modelo relativista, sino cuántico, que está basado en la ecuación que este físico austríaco realizó en 1925. Bohr había postulado un modelo que funcionaba perfectamente para el átomo de hidrógeno, pero en los espectros que fueron realizados para otros átomos, se veía que los electrones aun siendo del mismo nivel energético,poseían energías algo diferentes, hecho que no respondía el modelo de Bohr, lo que hacía necesaria una urgente corrección de su modelo.
  29. 29. Fue Sommerfeld quien modificó el modelo de Bohr, al deducir que en cada nivel energético existían subniveles, lo explicó añadiendo órbitas elípticas y usando la relatividad.El modelo atómico de Schrodinger definía al principio los electrones como ondas de materia (dualidad onda-partícula), describiendo de este modo laecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en eltiempo y el espacio de la onda material en cuestión. El electrón con su carácter ondulatorio venía definido por una función de ondas (Ψ), usando una ecuación de ondas sencilla que no era más que una ecuación diferencial de segundo grado, donde aparecían derivadas segundas de Ψ.
  30. 30. Cuando se resuelve esta ecuación, se ve que la función depende de unos parámetros que son los números cuánticos, como se decía en el modelo de Bohr. De este modo, el cuadrado de lafunción de ondas correspondía con la probabilidad de encontrar al electrón en una región concreta, lo que nos introducía en el Principio de Heinsenberg. Es por esto, que en el modelo de Schrodinger, aparece un concepto pare definir la región del espacio en la cual cabría mayor posibilidad de hallar al electrón: el orbital. Max Born, poco después interpretó la probabilidad de la función de onda que tenían los electrones. Esta nueva explicación o interpretación de los hechos era compatible conlos electrones puntuales que tenían la probabilidad de presencia en una región concreta, lo que venía explicado por la integral del cuadrado de la función de onda de dicha región, cosa que permitía realizar predicciones, como anteriormente se explica.
  31. 31. Actualmente cuando se necesita una precisión alta en cuanto a niveles deenergía se refiere, se usa un modelo similar al de Schrodinger, modificando ladescripción del electrón usando la ecuación relativista de Dirac, en vez de la famosaecuación del físico austríaco. También es un modelo válido para explicar lasconfiguraciones electrónicas de los átomos. http://atomictheory3.blogspot.com/
  32. 32. El nombre de modelo atómico de Schrodinger, suelellevar confusión, debido a que no explica totalmente laestructura del átomo. Este modelo explica solamente laestructura electrónica del átomo y su interacción con laestructura de otros átomos, pero en ningún momentonombra al núcleo, ni hace referencia a la estabilidad deéste. http://atomictheory3.blogspot.com/
  33. 33. El modelo de Dalton , aunque no fue tan completosirvió de base para las próximas investigaciones para la proposición de otros modelos atómicos , para El modelo de Thompson presentaba un átomo Estático y macizo. Las cargas positivas y Negativas estaban en reposo neutralizándose Mutuamente. Los electrones estaban incrustados En una masa positiva. El átomo de Rutherford Era dinámico y hueco pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable.
  34. 34. El modelo de Bohr era similar al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificaron y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica. El modelo de schrodinger junto con la ayuda deheinsenberg se obtuvo un modelo mucho mas amplio y completo ya que ellos unificaron cada modelo y aporte atómico para obtener uno que cumpliera con todas las leyes a que se rigen los átomos y de como están formados. http://www.youtube.com/watch?v=Ju4WXTLn- W0&feature=related
  35. 35. Thompson Daltonrutherford Bohr

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