Modelos atomicos jfgm

LOS MODELOS
EN LA CIENCIAS
CIENCIAS II
FISICA
Preparado por: Ing. José Félix Gómez Morán

Antecedentes
Se define el concepto de Modelo y
Simulación, los distintos tipos de
modelos: Mentales, Físicos Idealizados
, Físicos Materiales, Explícitos,
Matemáticos, Deterministas y
Estocásticos. Se analiza la relación de
estos modelos entre sí y con las leyes
físicas, y la importancia que revisten
para el aprendizaje de la Física. Sobre
esta base se realiza un estudio de las
distintas modalidades de aplicación de
las simulaciones computacionales en
la enseñanza de la física, sus
relaciones con los experimentos de
laboratorio y sus funciones
pedagógicas. Se hace referencia a
experiencias realizadas,
particularmente en la utilización de una
modalidad exploratoria y colaborativa,
con programas específicos de
utilización intuitiva por los alumnos.
Las técnicas de simulación se vienen utilizando
desde hace mucho tiempo en diversos
campos de la enseñanza, como por ejemplo
en el entrenamiento de pilotos de avión, o
más recientemente el aprendizaje que hacen
médicos anestesistas con cuerpos humanos
artificiales.
En el campo de la investigación, las técnicas de
simulación son ampliamente conocidas y
aplicadas. En los años 40, los físicos
atómicos introducen este método para
calcular el blindaje de plomo que debía
utilizarse para frenar los neutrones
producidos por la fisión nuclear: se recurre a
la utilización de números aleatorios,
generando miles de eventos que son
evaluados en forma estadística. Surge así el
conocido Método Monte Carlo.
Hoy en día, las técnicas de simulación
constituyen una herramienta imprescindible
para la predicción en las ciencias naturales y
sociales, y para la tecnología.

MODELO FÍSICO IDEALIZADO
Lo definimos como una representación
idealizada del sistema, con la
enunciación de los atributos que se
tomarán en cuenta y la explicitación de
las simplificaciones realizadas. Cuando
estudiamos la caída de un vaso,
prescindimos de su forma, del material
con que está construido, de su color,
etc. Lo representamos por una
partícula. Luego despreciamos la
fuerza resistente del aire, la variación
del campo gravitatorio con la altura y
las fuerzas inerciales producidas por la
rotación terrestre. Llegamos así al
Modelo Físico Idealizado: una partícula
material con una cierta masa, que se
mueve bajo la acción de una sola
fuerza constante (el peso). Ahora se
pueden aplicar las ecuaciones
correspondientes, es decir, formular el
modelo explícito, y resolver el
problema de acuerdo a sus datos.

Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir:
 Los compuestos químicos están formados por átomos diferentes; las
propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos
que tenga.
 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas,
llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles.
 Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa atómica y
propiedades.
 Los átomos se combinan en relaciones sencillas (formando “grupos
de átomos” o moléculas para formar compuestos químicos.
Módelo atómico de Dalton
 Todos los átomos de diferentes elemento tienen masas y propiedades
diferentes.
 Las reacciones químicas son procesos donde los átomos de los
compuestos se recombinan (se separa y vuelven a combinar de forma
diferente) para formar nuevos compuestos

La teoría de Dalton supuso un gran avance e impulsó los conocimientos
químicos durante un siglo. Pero a pesar de sus intentos,
Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los átomos, pues sabemos
que es extremadamente pequeña, por lo que trató de calcular la masa de los
átomos con relación al hidrógeno, al que dió el valor unidad.
Así surgió la escala química de masa atómicas.
• Posteriormente se tomó como átomo de referencia el oxígeno, al que se
atribuyó una masa igual a 16, y se definió la unidad de masa atómica (uma
o u) como 1/16 de la masa del oxígeno.
• Actualmente la uma se define como 1/12 parte de la masa del isótopo
carbono-12 (12C) del carbono
• 1 uma=1 u = 1,660 538 86 × 10-27 Kg
Módelo atómico de Dalton

La Ley de no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva
consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa,
según la ecuación de :
E = m×c
Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida
experimental con la balanza.
Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran,
pero hoy sabemos que se producen reacciones nucleares que rompen o transmutan los
átomos. Dalton no podía conocer estos avances.
No hablaba de la estrúctura del átomo. No se conocían el electrón,
núcleo, protones, etc.
Módelo atómico de Dalton: Limitaciones de la teoría
La idea de de que los átomos de cada elemento son todos iguales es
falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isótopos
(Dalton lo desconocía).
 Tampoco se hablaba de cargas eléctricas y no podía explicar las experien-
cias de electrólisis o la pila de volta

Experiencias Relacionadas I
Tubos de Rayos Catódicos
Modelo atómico de Thompson

Experiencias Relacionadas
Carácter de Partícula del Electrón
Módelo atómico de Thompson

Experiencias Relacionadas
Experimento de Millikan.
Medicíón de la carga del electrón (Cuantización de la carga eléctrica)
Modelo atómico de Thompson

Thomson introduce así las ideas :
El átomo puede dividirse en partes más pequeñas.
a) Electrones con carga eléctrica negativa
b) En el resto del átomo tiene que estar la
carga eléctrica positiva
• Thomson considera el átomo como una gran esfera con carga
eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como
pequeños granitos (de forma similar a las semillas en una sandía).
• También se llamo el modelo del “puding de pasas”
Más tarde se desubrió la separación entre núcleo y electrones. Y después el resto
de partículas “elementales”: Protones (con carga eléctrica positiva) y Neutrones (sin
carga eléctrica) los dos con una masa mucho mayor que las de los electrones.

Modelo Atómico de J. J. Thomson

Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la
dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas
metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico
de Thomson, que realizo Rutherford entre 1909 - 1911.
Ernest Rutherford, (1871-1937)
Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del
laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de
Química en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y
sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más
notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las
radiaciones emitidas por los elementos radiactivos.
(Recuerda: Thompson concebía el átomo como una esfera de carga positiva
uniforme en la cual están incrustados los electrones).
Módelo atómico de Rutherford

Se supone que el átomo consiste de un cierto número N de corpúsculos
cargados negativamente, acompañados de una cantidad igual de electricidad
positiva distribuida uniformemente en toda una esfera.
La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión debida
a un simple choque atómico es pequeña y que la estructura supuesta para el
átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida
sobre el mismo, a menos que se suponga que el diámetro de la esfera de
electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia
del átomo
Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso
de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la
constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados.

Experiencias Relacionadas.
Dispersión de las Partículas Alfa

La mayoría del volumen del átomo es espacio vacío!!!!
Esta formado por un núcleo (positivo) y una corteza electrónica
(negativa) compuesta por electrones orbitando en torno al nucleo.
• Tamaño del atomo 1 x 10-10 m (aprox.)
• El nucleo tiene un tamaño 1 x 10-15 m (100.00 veces menor que el
átomo)
• El núcleo tiene casi el 100% de la masa.
http://www.stmary.ws/highschool/physics/home/notes/modPhysics/default.htm
Imagina .... Si el núcleo fuera del tamaño de un
guisante, el átomo sería del tamaño de…………….
un estadio de futbol!!!!!!
El átomo

Masa Tamaño
Electrón 9,10×10–31 kg 1×10–18 m
Protón 1,673 × 10–27 kg 1×10–15 m
Núcleo del H 1,673 × 10–27 kg 1×10–15 m
Átomo del H 1,674 × 10–27 kg 1,0586 × 10–10 m
Núcleo del He 6,692× 10–27 kg
Átomo del He 6,694× 10–27 kg
El átomo

Posteriormente investigaciones de Rutherford pusieron de manifiesto que la
carga del núcleo era exactamente el número atómico multiplicado por la
carga del electrón.
Teniendo en cuenta ahora que el átomo de hidrógeno, por ser el más ligero
de todos, es el de número atómico igual a 1, puede pensarse que está
constituido por un electrón y un núcleo de igual carga, pero de signo
contrario que posee casi toda la masa del hidrógeno.
Este núcleo recibió el nombre de protón y se pensó que era una partícula
presente en los núcleos de todos los átomos.
Módelo atómico de Rutherford V

El modelo del átomo de RUTHERFORD se
parecía a un sistema solar en miniatura, con
los protones en el núcleo y los electrones
girando alrededor.
El Modelo Atómico de Rutherford quedó constituido por:
Todo átomo está formado por un núcleo y corteza.
El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño volumen,
formado por un número de protones igual al número
atómico y de neutrones igual a la diferencia entre la
masa atómica y el número atómico, donde se
concentra toda la masa atómica.
 Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza.

Átomo de hidrogeno
Átomo de deuterio (H-2)
Átomo de Helio (He-4)

En un átomo:
- Número atómico (Z): Número de protones. Indica la
carga eléctrica del núcleo y de la corteza atómica
- Número másico (A): Número de protones+ número
de neutrones en el núcleo. Indica la masa del nucleo
(en u.m.a.)
XA
Z
- Isótopos: Átomos de un mismo elemento químico que tienen diferente
número de neutrones (y por tanto diferente masa). El número átomico
tiene que ser el mismo. Se representan así:
Módelo atómico de Rutherford: el núcleo

Crítica del modelo:
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del
átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros:
 Según las teorías clásicas del electromagnetismo (teoría electromagnética de
Maxwell, ya probada experimentalmente) al ser el electrón una partícula ,cargada
en movimiento debe emitir radiación constante (ondas electromagnéticas) y por
tanto, perder energía.
 Esto debe hacer que disminuya el
radio de su órbita y el electrón
terminaría por caer en el núcleo; el
átomo sería inestable (colapsaría)
Módelo atómico de Rutherford: crítica
El modelo de Rutherford no explicaba los espectros atómicos.
Ya se conocían los espectros atómicos y las fórmulas de la serie de Balmer (1885) y la
serie de Paschen (1908-1909) que mostraban claramente el carácter cuantizado de la
energía de los electrones y de los valores de r, que tampoco tuvo en cuenta Rutherford al
deducir una continuidad geométrica y una consiguiente continuidad de energía.

- Como no se conocían los neutrones todos los cálculos anteriores incompletos.
Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y
lógicamente, también los cálculos
- Era conocida la hipótesis de Planck que no era tenida en cuenta.
Crítica del modelo II, otras consideraciones :
Módelo atómico de Rutherford: crítica

Ondas electromagnéticas
Ondas electromagnéticas:
• Es un fenómeno físico
que transporta energía
mediante la vibración de
campos eléctricos y
magnéticos.
• Están producidas por
carga eléctricas en
movimiento (aceleradas)
• Tienen tres propiedades
fundamentales:
•Frecuencia (f)
•Longitud de onda (λ)
•Energía que
transportan (E)
•Velocidad de
propagación (con la
que viajan “viajan”) (c)
• Cumplen:
·c f

Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético

TIPO DE
RADIACION
Intervalos de las
longitudes de onda
Rayos
Gamma
Inferiores a 10-2 nanómetros
Rayos X
Entre 10-2 nanómetros y 15
nanómetros
Ultravioleta
Entre 15 nanómetros y 4×102
nanómetros
ESPECTRO
VISIBLE
entre 4×102 nanómetros y
7,8×102 nanómetros
(4000 Ángstrom y 7800 Ángstrom)
Infrarrojo
Entre 7,8×102 nanómetros y
106 nanómetros
Microondas
Entre 106 nanómetros y
3×108 nanómetros
Ondas de
Radio
Mayores de 3×108
nanómetros
Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético

Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de
descomponer la radiación electromagnética compleja que emite en
todas las radiaciones sencillas (colores) que la componen,
caracterizadas cada una por un valor de longitud de onda, λ.
Espectros atómicos

El espectro consiste en un conjunto de líneas, que corresponden cada una a una
longitud de onda.
Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción) o la
radiación que emite (espectro de emisión).
Espectros atómicos

Teoría cuántica de Planck
La teoría cuántica se refiere a la energía:
Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación
similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón.
La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:
E = h×f
h: constante de Planck = 6,62×10-34 Joule · segundo
f: frecuencia de la radiación
Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede
absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que
definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que
será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la
materia);
O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba
deberá ser un número entero de cuantos.
La revolución: la nueva fisica

POSTULADOS DE BÖHR.
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas
conclusiones que se contradecían claramente con los
datos experimentales.
Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban
demostrados en principio, pero que después llevaban a unas
conclusiones que sí coíncidían con los datos experimentales;
(es decir, la justificación experimental de este modelo es a
“posteriori”).
Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en
órbitas circulares sin emitir energía radiante.
Módelo de Bohr

Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos
experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al
electrón:
número cuántico secundario o azimutal (l)
número cuántico magnético (m)
número cuántico de espín (s)
Modelo de Bohr
Módelo de Bohr
Correcciones al modelo de Böhr: números cuánticos.
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico
principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza
alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón.
Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...

Enlaces interesantes para los que quieran saber más:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm
Tutotial online muy bueno, con la descripción de los módelos y las biografías de todos los
científicos importantes que participaron en este proceso. Con actividades interactivas
autocorregibles, os recomiendo las actividades de las secciónes: historia, esctructura y
configuración electrónica.
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma1.html
(muy buen resumen con muy buenas simulaciones interactivas de todo lo que hemos visto)
http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%c3%b3micos%20.NET/Tutorial/index.html
(muy buen tutorial con muy buenas simulaciones interactivas de todo lo que hemos visto, la
teoría tiene un poco más de nivel del que hemos visto)
http://www.ptable.com/
(tabla periódica completísima con todos los datos de cada elemento)
Enlaces interesantes para los que quieran saber más:

Modelos atomicos jfgm

Más contenido relacionado

La actualidad más candente

Similar a Modelos atomicos jfgm

Más de instituto cultural Fray Junipero Serra

Último

Modelos atomicos jfgm