Historia de la teoría atómica
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Historia de la teoría atómica Historia de la teoría atómica Presentation Transcript

  • Historia de la teoría atómica
    • Átomo : Unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades. La palabra proviene del (del latín atomus , y éste del griego άτομος , indivisible ).
    • ARISTOTELES (IV A.C.): La materia era continua, podía dividirse infinitamente en partículas más y más pequeñas.
    • LEUCIPO Y DEMÓCRITO (V A.C.): La subdivisión de la materia produciría al cabo átomos que significan “sin corte, indivisibles”.
    • Las teorías de los griegos estaban basadas en el pensamiento abstracto y no en la experimentación. La existencia del átomo no quedo demostrada hasta 1904.
    • DALTON (1766-1844) fue el primero en formular un modelo atómico con bases científicas.
    • Propuso una teoría atómica cuantitativa , demostrando que es posible determinar las masas relativas de los átomos de diferentes elementos.
    • Según Dalton, cada elemento estaba formado por átomos que son químicamente idénticos entre sí y diferentes de los átomos de los demás elementos.
    • JOSEPH J. THOMSON (1856-1940). En el modelo propuesto por Thomson ( Plum-pudding model ) el átomo esta compuesto por electrones de carga negativa en un átomo de carga positiva, como las pasas en un pudín. Thomson descubre la existencia del electrón a través del experimento del tubo de rayos catódicos.
  • Experimento de Thomson
    • ERNEST RUTHERFORD (1871-1937). Estudió las emisiones radiactivas descubiertas por HENRY BECQUEREL.
    • Las clasificó en rayos alfa (partículas compuestas por 2 protones y dos neutrones las cuales se desplazan a 0.05 veces la velocidad de la luz), beta (haces de electrones que se desplazan a 0.4 veces la velocidad de la luz) y gama (una forma de luz altamente energética, no poseen carga y son similares a los rayos X).
    • Utilizando partículas alfa, realizó “ el experimento de la lámina de oro ”, con el cual postula que el átomo se compone de una parte positiva y otra negativa , pero a diferencia del modelo de Thomson, la parte positiva se concentra en el núcleo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos.
  • Experimento de la lámina de oro
  • ESPECTROS DE EMISION DE GASES. Los espectros de emisiones son aquellos que se obtienen al descomponer las radiaciones emitidas por un cuerpo previamente excitado.
    • Cuando un elemento irradia energía no lo hace en todas las longitudes de onda. Solamente en aquellas de las que está “provisto”. También ocurre que cuando un elemento recibe energía no absorbe todas las longitudes de onda, sino solo aquellas de las que es capaz de “proveerse”.
    • También ocurre que cuando un elemento recibe energía no absorbe todas las longitudes de onda, sino solo aquellas de las que es capaz de “proveerse”. Coinciden por tanto, las bandas del espectro en las que emite radiación con los huecos o líneas negras del espectro de absorción de la radiación, como si un espectro fuera el negativo del otro.
  •  
    • NIELS BOHR (1885-1962) propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo.
    • Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.
    • Se basó en el átomo de hidrógeno para realizar su modelo. Bohr intentaba explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.
    • El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein .
    • Postulados de Bohr:
    • Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas.
    • Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.
    • 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.
    • 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.
  •  
  • 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. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.
    • ARNOLD SOMMERFELD (1868-1951), con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein , hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
    • Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o elípticas.
    • A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
    • El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
    • En 1916, modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas. Todavía Chadwick no había descubierto los neutrones, por eso en el
    • núcleo sólo se representan, en rojo, los protones.
  •  
  • Este conocimiento 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. En consecuencia el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular. Valor Subnivel “ l “ 0 1 2 3 Nombre s sharp p principal d diffuse f fundamental
  • MECÁNICA ONDULATORIA
    • Bohr consideró al electrón como una partícula cargada en movimiento lo cual derivó otros aspectos de la teoría de las leyes de la física clásica relativas al comportamiento de partículas con carga. Pronto se hizo evidente que este enfoque era inadecuado y que se necesitaba algo nuevo.
  •  
  • El PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE W. HEISENBERG estableció que es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto de un cuerpo tan pequeño como el electrón. Cuanto más precisamente se trate de determinar uno de esto valores, más inseguro se estará del otro. Los objetos son vistos observando la interferencia con los rayos de luz usados para iluminarlos. Se necesitaría una radiación con una longitud de onda extremadamente corta para localizar un objeto tan pequeño como el electrón. La radiación que posee una longitud de onda corta tiene una frecuencia alta y es muy energética. Cuando choca con el electrón, el impacto hace que la dirección del movimiento y la velocidad del electrón cambien. Es debido a estos cambios drásticos que es imposible determinar la posición y el momento exacto del electrón.
  • Al igual que la luz, que tiene carácter de onda y partícula, la materia también tiene naturaleza dual. Imagen ilustrativa de la dualidad onda-part í cula , en el cul se puede ver c ó mo un mismo fen ó meno puede tener dos percepciones dist í ntas.
  • En 1924 LOUIS DE BROGLIE propuso que los electrones y otras partículas tienen propiedades de onda. La energía de un fotón de luz E , es igual a su frecuencia, v , por la constante de Planck h : E = h v Puesto que v = c / λ donde c es la velocidad de la luz y λ es la longitud de onda, podemos sustituir c / λ por v : E = h (c / λ) Usando la ecuación de Einstein, E = mc 2 donde m es la masa efectiva del fotón, podemos sustituir mc 2 por E : m c 2 = h (c / λ) Resolviendo esta ecuaci ó n para la longitud de onda: λ = h / m c
    • De acuerdo a de Broglie, una ecuación similar se puede utilizar para asignar una longitud de onda a un electrón:
    • λ = h / m v
    • donde m es la masa del electrón y v es su velocidad. Este postulado ha sido confirmado por una cantidad de datos experimentales.
    • En 1926, ERWIN SCHR Ö DINGER utilizó la relación de de Broglie para desarrollar una ecuación que describe el electrón en términos de su carácter de onda. Esta ecuación es la base de la mecánica ondulatoria. La ecuación se escribe en términos de una función de onda. Cada función de onda corresponde a un estado de energía definido para el electrón y esta relacionado con una región en la cual se puede hallar el electrón.
    • La función de onda de un electrón describe lo que se llama un orbital (así llamado para distinguirlo de la órbita de Bohr).
  •  
  • MODELO AT Ó MICO ACTUAL DE LA ECUACI Ó N DE SCHR Ö DINGER. La Mec á nica Cu á ntica (1927) engloba la hip ó tesis de Louis de Broglie y el Principio de indeterminaci ó n de Heisenberg. El car á cter ondulatorio del electr ó n se aplica definiendo una funci ó n de ondas, Ψ, utilizando una ecuaci ó n de ondas, que matem á ticamente es una ecuaci ó n diferencial de segundo grado, es decir, una ecuaci ó n en la cual intervienen derivadas segundas de la funci ó n Ψ .
  • Al resolver la ecuación diferencial, se obtiene que la función Ψ depende de una serie de parámetros, que se corresponden con los números cuánticos, tal y como se han definido en el modelo de Böhr. La ecuación sólo se cumplirá cuando esos parámetros tomen determinados valores permitidos (los mismos valores que se han indicado antes para el modelo de Böhr).
    •      El cuadrado de la función de ondas, Ψ 2 , corresponde a la probabilidad de encontrar al electrón en una región determinada, con lo cual se está introduciendo en el modelo el Principio de Heisenberg. Por ello, en este modelo aparece el concepto de orbital : región del espacio energético en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón ( REEMPE ).
    •   (No debe confundirse el concepto de orbital con el de órbita, que corresponde al modelo de Bohr: una órbita es una trayectoria perfectamente definida que sigue el electrón, y por tanto es un concepto muy alejado de la mecánica probabilística.)
    • Números cuánticos.
    •      En este modelo atómico, se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo de Bohr y con los mismos valores permitidos, pero cambia su significado físico, puesto que ahora hay que utilizar el concepto de orbital.
    • Número Cuántico Principal (n)
    • El número cuántico principal designa el nivel energético en el que se encuentra el electrón. También indica la distancia del electrón con respecto al núcleo. Este número cuántico asume teóricamente cualquier valor entero, de 1 a infinito, aunque con 7 valores permitidos (1,2,3,4,5,6 y 7) es posible satisfacer a los átomos conocidos actualmente.
  • N ú mero Cu á ntico Secundario o Azimutal (l)
  •  
  • Números Cuántico Magnético (m l )
    • Número Cuántico Spin (s)
    • Este número cuántico expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje, que solo puede tener dos direcciones, una en sentido de las manecillas del reloj y la otra en eñ sentido contrario. Los valores numéricos permitidos para el número cuántico spin “s” son:
    • +1/2 y -1/2.
    • En cada orbital puede haber como máximo dos electrones, uno con un giro positivo y el otro con un giro negativo.
    • Forma y tamaños de los orbitales.
    • La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, n , mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l .
    • Los orbitales s ( l =0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.
    • Los orbitales p ( l =1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p ( m =-1, m =0 y m =+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.
    • Los orbitales d ( l =2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m =-2, -1, 0, 1, 2).
    • Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multi-lobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
    • Así, cada conjunto de  cuatro números cuánticos caracteriza a un electrón:
    •      Esto se refleja en el Principio de exclusión de Pauli (1925): en un átomo no puede haber dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales, al menos se tendrán que diferenciar en uno de ellos.