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 Los modelos científicos son
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TEORÍA ATÓMICA DE JOHN
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1803-1807
 Conjunto de hipótesis para explicar
cómo está constituida la materia.
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LA ELECTRICIDAD Y LA RADIACTIVIDAD.
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1867-1934.
 Fue la única mujer galardonada con
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 El 2º de Química, en 1911por el
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ELECTRÓN.
 Se produjo a raíz de las experiencias
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MODELO DE THOMSON O “BUDÍN
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DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN Y DEL
NEUTRÓN.
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¿QUÉ NO EXPLICA EL MODELO DE
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NUEVO MODELO ATÓMICO: NIELS
BOHR (1885-1962).
 Discípulo de Rutherford, resolvió la
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 Esta hipótesis la desarrolló Marx Planck.
 CUANTO: cantidad más pequeña de
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EL MODELO DE BOHR.
 Sus principales innovaciones residen en la
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 Al absorber energía el electrón “salta”
desde el nivel 1 al 3. Luego puede volver al
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 Bohr explica el espectro de líneas de
Hidrógeno.
 Este modelo fue muy importante
porque introdujo la idea de estados
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MODELO ATÓMICO ACTUAL.
 Carece de representación física ya que se
trata de un modelo cuántico-matemático,
que responde a ...
 No podemos determinar con precisión el
recorrido de los electrones cuando se
mueven alrededor de los núcleos atómicos,
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 Principio enunciado en 1924 por Louis De
Broglie: “ Toda partícula en movimiento
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ESPECTROS.
 Es la imagen que se observa cuando se separan en
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 El estudio de los espectros indica que la luz emitida por los
átomos excitados sólo poseen determinadas longitudes de
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  1. 1.  El modelo atómico actual, que explica la estructura del átomo, tal como se concibe hoy, es el resultado de muchos años de investigaciones, experiencias, formulación de hipótesis, teorías y leyes que se sucedieron a lo largo de la historia, reflejando el trabajo de muchas personas dedicadas a las Ciencias.
  2. 2. MODELIZACIÓN.  Los modelos científicos son representaciones simplificadas de la realidad. Son permanentemente revisados y ajustados a la realidad; así cuando un modelo no concuerda con ella, es rechazado por otro más operativo.  Permiten dar una explicación científica a lo observado y predecir los resultados de los experimentos.
  3. 3. ANTIGÜEDAD.  La idea central del pensamiento griego era que la materia resultaba continua.  Demócrito (460-370 a.C) sostenía en cambio que la materia estaba constituida por pequeñas partículas indivisibles que llamó átomos. Sin embargo su pensamiento no fue considerado hasta que 2000 años después, Dalton retomó el estudio del átomo y aportó las bases de la teoría atómica moderna.
  4. 4. TEORÍA ATÓMICA DE JOHN DALTON. 1803-1807  Conjunto de hipótesis para explicar cómo está constituida la materia.  Algunos de los postulados de Dalton, como el que dice que la materia es discontinua, aún siguen vigentes, pero su error consistió en considerar que los átomos eran esferas rígidas, indivisibles e indestructibles.
  5. 5. LA ELECTRICIDAD Y LA RADIACTIVIDAD. EL ÁTOMO DIVISIBLE.  Importantes descubrimientos como el de la electricidad (1850) y el de la radiactividad (1896), permitieron a los físico-químicos del siglo XIX concluir que el átomo está formado por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas fundamentales o subatómicas.
  6. 6. MARÍA SKLODOWOSKA DE CURIE. 1867-1934.  Fue la única mujer galardonada con dos premios Nobel. El 1º de Física, otorgado en 1903 y compartido con su esposo Pierre Curie y con Antonio Henri Becquerel por haber descubierto la radiactividad.( la emisión de radiaciones por parte de algunos núcleos atómicos).
  7. 7.  El 2º de Química, en 1911por el hallazgo de dos elementos radiactivos de gran importancia: el polonio y el radio.  Lamentablemente Marie muere de leucemia, una enfermedad cuyo origen probable haya sido la exposición excesiva a las radiaciones.
  8. 8. EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN.  Se produjo a raíz de las experiencias realizadas por Joseph Thomson (1856-1940) en tubos de descarga, también llamados tubos de rayos catódicos.
  9. 9. MODELO DE THOMSON O “BUDÍN DE CIRUELAS”  ¿De dónde salen los electrones que forman los rayos catódicos?  Thomson sugirió su modelo atómico, según el cual el átomo era una esfera sólida de materia cargada positivamente, con los electrones incrustados en un número adecuado para que la carga total fuese nula.
  10. 10. MODELO DE SISTEMA PLANETARIO O MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO.  Ernest Rutherford (1871-1937).  A partir de sus experiencias formuló la hipótesis de que la materia no se distribuye de manera uniforme en el interior de los átomos, sino que, por el contrario, la mayor parte de la masa y toda la carga positiva se concentra en una zona central muy pequeña llamada núcleo.
  11. 11.  En 1911,propuso su modelo por el cual todos los átomos están formados por núcleo y corteza. El núcleo según él era muy pequeño respecto del resto y los electrones giraban en órbitas, tal como los planetas giran alrededor del sol.
  12. 12. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD QUE INVALIDÓ EL MODELO DE THOMSON.  A Rutherford se le ocurrió una idea genial: bombardear átomos con radiaciones para intentar desmenuzarlos y saber así que había en su interior.  El cañón para bombardear los átomos de una lámina de oro eran los elementos radiactivos (uranio, torio y radón) y las “municiones” las partículas alfa emitidas por ellos (partículas con carga +).
  13. 13.  Colocó una pantalla fluorescente de sulfuro de cinc para contar los centelleos.  Si la carga positiva y la masa de los átomos se encuentran distribuidas uniformemente en todo el volumen atómico, las partículas alfa deberán desviarse ligeramente al atravesar la lámina metálica.  Sin embargo sucedió lo siguiente:
  14. 14.  La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina sin sufrir ninguna desviación.  Algunas eran desviadas con magnitudes diferentes.  Una pequeña fracción era fuertemente repelida e invertida su trayectoria, con un ángulo de 180º.
  15. 15. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN Y DEL NEUTRÓN.  Varias experiencias realizadas por Rutherford con rayos anódicos o rayos canales, permitieron afirmar que todos los núcleos atómicos contenían partículas fundamentales positivas, a las que llamó protones.  En 1932, el físico inglés James Chadwick, descubrió la 3º partícula fundamental, que por ser eléctricamente neutra, la denominó neutrón.
  16. 16. ¿QUÉ NO EXPLICA EL MODELO DE RUTHERFORD?  Consideremos al átomo de Hidrógeno: el electrón gira alrededor del protón, mantenido por la atracción electrostática. Según la Física clásica el electrón sería una partícula acelerada que emite energía radiante en forma permanente. Al perder energía, el electrón caería hacia el núcleo, estallándose finalmente en él.
  17. 17.  La teoría electromagnética establece que toda carga eléctrica con un movimiento del tipo que se supone tienen los electrones, debe emitir radiación electromagnética de forma continua.  Esta radiación debe hacer que el electrón pierda energía y por tanto se acerque cada vez más al núcleo. Pero en la práctica no existe ni la “caída” de los electrones al núcleo, ni la emisión continua de radiación.
  18. 18. NUEVO MODELO ATÓMICO: NIELS BOHR (1885-1962).  Discípulo de Rutherford, resolvió la inestabilidad del modelo anterior.  En este modelo, publicado en 1913, se mantiene la estructura planetaria, pero se aplican los principios cuánticos sobre la emisión de energía.  La energía emitida por el electrón no puede ser continua, sino que su valor puede ser sólo una cantidad discreta de energía llamada cuanto, o un múltiplo de ella.
  19. 19.  Esta hipótesis la desarrolló Marx Planck.  CUANTO: cantidad más pequeña de energía que se puede emitir o absorber como radiación electromagnética.  La energía de los electrones está cuantizada.  Para explicar los espectros discontinuos de los átomos, Bohr aplicó a los electrones de los átomos la teoría de la cuantificación de la energía de Planck.
  20. 20. DESCRIPCIÓN DEL ÁTOMO SEGÚN EL MODELO DE BOHR.  Sus principales innovaciones residen en la explicación de cómo se disponen los electrones.  Los electrones giran alrededor del núcleo en un número limitado de órbitas estables. Es decir, que el electrón no puede moverse a cualquier distancia del núcleo.  Cuando un electrón se encuentra en una órbita estable, no emite energía.  Los electrones sólo pueden ganar o perder energía cuando “saltan” de una órbita a otra.
  21. 21.  Al absorber energía el electrón “salta” desde el nivel 1 al 3. Luego puede volver al nivel 2 o al nivel 1, con la emisión de una radiación electromagnética.  De esta manera se explica la generación de cada radiación electromagnética responsable de cada línea de absorción o de emisión del espectro discontinuo de un elemento determinado.
  22. 22.  Bohr explica el espectro de líneas de Hidrógeno.  Este modelo fue muy importante porque introdujo la idea de estados energéticos cuantizados para los electrones de los átomos.  Sin embargo, sólo era adecuado para explicar iones y átomos con un solo electrón.
  23. 23. MODELO ATÓMICO ACTUAL.  Carece de representación física ya que se trata de un modelo cuántico-matemático, que responde a los principios de la Física Cuántica.  En 1926, el austríaco Erwin Schrodinger propuso una ecuación que incorpora el comportamiento tanto ondulatorio como de partícula del electrón (dualidad onda- partícula como la luz).  Cada solución de la ecuación de onda, describe un posible estado de energía para los electrones del átomo.
  24. 24.  No podemos determinar con precisión el recorrido de los electrones cuando se mueven alrededor de los núcleos atómicos, sólo podemos saber cuál es la región del espacio en la que resulta más probable encontrarlos. Esas regiones del espacio se llaman orbitales.  Principio de incertidumbre: no se puede conocer simultáneamente y con una precisión absoluta la posición y la velocidad del electrón.(Heisenberg).
  25. 25.  Principio enunciado en 1924 por Louis De Broglie: “ Toda partícula en movimiento está asociada a una onda”.  Física cuántica: describe el comportamiento de partículas muy pequeñas. Dice que estas partículas son a la vez onda y partículas y la cuantización de la energía es una consecuencia de estas propiedades.
  26. 26. ESPECTROS.  Es la imagen que se observa cuando se separan en sus diversos componentes de longitud de onda la radiación de una determinada fuente.  Espectro continuo es el arco-iris. No todas las fuentes de radiación producen un espectro continuo.  Si colocamos un gas, a presión reducida dentro de un tubo y aplicamos un voltaje elevado, el gas emite luz de un determinado color: gas neón brillo rojo anaranjado de los letreros luminosos; vapor de sodio color amarillo de ciertas luces de alumbrado.  Cuando se observa a través de un espectroscopio estas luces emitidas por los gases, se distinguen líneas coloridas, separadas por regiones negras; es un espectro de líneas.
  27. 27.  El estudio de los espectros indica que la luz emitida por los átomos excitados sólo poseen determinadas longitudes de onda, determina frecuencia y energía.  Cada clase de átomo tiene su propio espectro y por lo tanto sus propias posibilidades energéticas.  El electrón puede volver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando orbitales que no estén completamente llenos. Cada línea observada representa una determinada transición electrónica entre orbitales de mayor y menor energía.  En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado que resultan afectados los electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas implican cantidades de energía muy grandes.
  1. ¿Le ha llamado la atención una diapositiva en particular?

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