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Modelos atomicos
 

Modelos atomicos

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    Modelos atomicos Modelos atomicos Presentation Transcript

    • Modelos Atomicos
    • Modelo atómico de Demócrito.
      • El desarrollo filosófico de Demócrito postulaba la imposibilidad de la división infinita de la materia y la consecuente necesidad de la existencia de una unidad mínima, de la cual estarían compuestas todas las sustancias.
      • Interesante el que se haya pensado durante 2.500 años que Demócrito pudiera haber acertado plenamente; la verdad es que lo parecía, pero ahora uno de los postulados o principios más importantes de la Mecánica Global es precisamente lo contrario.
    • Modelo atómico de Demócrito.
      • En el modelo actual de la Teoría de la Equivalencia Global todas las sustancias forman parte de una única partícula llamada Globus, constituida por una red tridimensional reticular irrompible que se extiende por todo el universo.
    • Modelo atómico de Dalton
    • Modelo atómico de Dalton
      • El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.
      • Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.
      • En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.
    • 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 de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
      • 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.
    •  
    • Modelo Atómico de Thomson
    • El modelo atómico de Thomson También conocido como el "budin  de pasas ", es una teoría sobre la estructura atómica  propuesta en 1904 por Joseph John Thomson , descubridor del electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón  y del neutrón . En dicho modelo, el átomo  está compuesto por electrones  de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un budín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva.
    • El átomo no deja de ser un sistema material que contiene una cierta cantidad de energía externa. Ésta provoca un cierto grado de atracción de los electrones contenidos en la estructura atómica. Desde este punto de vista, puede interpretarse que el modelo atómico de Thomson es un modelo actual como consecuencia de la elasticidad de los electrones en el coseno de la citada estructura.
    • Modelo atómico de Rutherford
    • Modelo Atómico de Rutherford
      • La importancia del modelo de Rutherford no residió en proponer la existencia de un núcleo en el átomo. Término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos. Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que si no, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.
    • Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:
      • Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales.
      • Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 − 10s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.[2] Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.
    • Experimento de la lamina de oro
    • Modelo Atómico de Bohr
    • Modelo Atómico de Bohr
      • En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.
    • Modelo Atómico de Bohr
      • Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.
      • Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.
    • Postulados de Bohr
      • 1. Los electrones orbitan el núcleo del átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas.
      • 2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.
      • 3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas.
      • 4. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación:
      • Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal.
    • Modelo atómico de Sommerfeld
    • Insuficiencias del modelo de Bohr
      • El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes para un nivel energético dado.
      • Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.
    • Características del modelo
      • En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas cuasi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los electrones sólo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con:
    • Características del modelo
      • l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp
      • l = 1 se denominarían 2 p o principal.
      • l = 2 se denominarían d o diffuse.
      • l = 3 se denominarían f o fundamental.
    • Características del modelo
      • Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces superior a la masa del electrón.
      • Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las órbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas. Introduce el número cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,…(n-1), e indica el momento angular del electrón en la órbita en unidades de determinando los subniveles de energía en cada nivel cuántico y la excentricidad de la órbita
    • Modelo atómico de Schrödinger
      • El modelo atómico de Schrödinger es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo el electrón se contemplaba originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.
    • Adecuación empírica
      • El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisión espectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El modelo también predice adecuadamente la modificación de los niveles energéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico (efecto Zeeman y efecto Stark respectivamente). Además, con ciertas modificaciones semiheurísticas el modelo explica el enlace químico y la estabilidad de las moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en los niveles energéticos puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, pero donde el electrón es descrito mediante la ecuación relativista de Dirac en lugar de mediante la ecuación de Schrödinger.
      • Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a confusión ya que no explica la estructura completa del átomo. El modelo de Schrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interacción con la estructura electrónica de otros átomos, pero no explica como es el núcleo atómico ni su estabilidad.
    • RESUMEN
    • Gracias por su atención