Presentación modelos atómicos

  • 434 views
Uploaded on

 

  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Be the first to comment
    Be the first to like this
No Downloads

Views

Total Views
434
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
0

Actions

Shares
Downloads
3
Comments
0
Likes
0

Embeds 0

No embeds

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. • Jean Perrin y Hantaro Nagaoka proponen un módelo atómico en el que los electrones se movían en órbitas similar a un sistema solar. No tuvo aceptación •Thomson descubre el electrón. Realizó experimentos de bombardeos de partículas α sobre finas láminas y observo que las partículas eran desviadas cuando atravesaban el metal. Considero que el átomo es una esfera de carga eléctrica positiva en la que están incrustados los electrones en número igual para neutralizar la carga positiva. Representación esquemática del módelo de Thomson
  • 2. •Hans Geiger y Ernest Marsden repitieron el experimento de Thomson. Bombardearon laminas de oro con partículas α, utilizaron una pantalla de ZnS, sustancia fluorescente que permitía averiguar la trayectoria seguida por las partículas α ya que al chocar se producía un destelleo observable con la ayuda de un microscopio. La inmensa mayoria de las partículas atravesaban la lámina, otras se desviaban y muy pocas rebotaban contra la lámina. Estuvo hizo cambiar la interpretación de Thomson.  A través de esto, se estudio el volumen que ocupaba el núcleo dentro del átomo y el valor de su carga positiva. •Rutherford enuncio: El átomo posee un núcleo central pequeño con carga positiva y que contiene casi toda la masa del átomo.
  • 3. Girando en orbitas circulares alrededor del núcleo están los electrones. El átomo es eléctricamente neutro. Aciertos Da una idea de cómo esta organizado el átomo y permite calcular su tamaño y el de su núcleo Es un módelo sencillo, comprensible y fácil de representar Limitaciones El modelo de Rutherford esta basado en los principios de la mecánica clásica, los electrones giran alrededor del núcleo. No cumple los principios del electromagnetismo clásico. Niels Bohr intento evitar las incorreciones del modelo de Rutherford, introduciendo la teoría de los quanta de Planck
  • 4. Espectros Atómicos Las ondas electromagnéticas propagan energía a través del espacio mediante la vibración de un campo eléctrico y campo magnético perpendiculares. c = λ ʋ; T=1/ʋ; c=λ/T c= velocidad T= periodo ʋ= frecuencia La descomposición de una onda compuesta en ondas simples se denomina espectro atómico.  Espectro de emisión: se produce por las radiaciones electromagnéticas que emite un cuerpo. Al calentar un elemento emite luz en frecuencias determinadas: es su espectro de emisión, característico del elemento, y que consiste en un fondo oscuro en el que destacan las líneas coloreadas que ha emitido el elemento.
  • 5.  Si en lugar de suministrar energía, se hace pasar luz blanca a través del elemento, absorbe las mismas frecuencias a las que emite, obteniéndose su espectro de absorción, un fondo coloreado con líneas negras correspondientes a los colores absorbidos: el espectro de absorción Los espectros se pueden clasificar: •Espectros de rayas •Espectros de bandas •Espectros continuos El hecho de que los espectros fueran discontinuos hecho por tierra la viabilidad del modelo de Rutherford que según su teoría eran continuos.
  • 6. El espectro del átomo de hidrógeno fue el primero en ser sistematizado, observándose que las líneas que aparecían en él se podían clasificar en series, cada una denominadas con el nombre del investigador que las descubrió Serie de Lyman cuyas líneas estaban en la región ultravioleta del espectro (n=1) Serie de Balmercuyas líneas estaban en la región visible del espectro(n=2) Serie de Paschen y Serie de Brackettcuyas líneas estaban en la región infrarroja del espectro (n=3) y (n=4) Rydberg encontró una fórmula que relacionaba la longitud de onda de cada una de las líneas de las series del espectro del átomo de hidrógeno. Siendo R la constante de Rydberg R= 10973732 m-1
  • 7. •Teoria de Planck  Centra su atención en el estudio de la termodinámica y de las radiaciones. Inaguró una nueva era en el campo de la física teórica y uno de los pilares de la teoría cuántica. Postulo que la emisión de la radiación electromagnética se produce en forma de pequeñas cantidades elementales denominadas quanta o cuantos. Esto implica que la radiación no es continua, los átomos no pueden absorber o emitir cualquier valor de la energía, sino unos valores concretos. La energía de un cuanto, E, es proporcional a la frecuencia de la radiación, ʋ. E=h·ʋ La constante de proporcionalidad recibe el nombre de constante de Planck y se indica con una h, cuyo valor es 6.626 · 10-34 J·s
  • 8. Modelo atómico de Bohr Explicar el espectro atómico del hidrógeno fue el triunfo del modelo atómico de Bohr, modelo que establece tres postulados: El átomo está formado por un núcleo, con carga positiva y casi toda su masa, y una corteza en la que los electrones describen órbitas circulares, así las fuerzas electrostática y centrífuga se compensen. Las órbitas son estables, de forma que en ellas el electrón no emite ni absorbe energía Sólo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón sea múltiplo de la constante de Planck dividida entre el doble de Estos dos postulados permiten determinar el radio de la órbita del electrón y su energía en función del número n.
  • 9. El electrón puede pasar de una órbita interna a otra externa, o viceversa, emitiendo, o absorbiendo, un fotón, cuya energía será la diferencia de energía entre las órbitas. Aciertos del modelo de Bohr: •Permite deducir valores del radio de las orbitas, la energía del electrón y su velocidad •Deduce la teoría de la fórmula de Balmer y de Rydberg •Proporciona valores de frecuencia y energía iguales hallados por los espectrocospistas Limitaciones: •Introdujo los principios de la mecánica cuántica, pero contenía principios de la física clásica. •Las órbitas de los electrones, bajo la atracción del núcleo, tendería a ser elípticas en vez de circulares •Solo se aplica al átomo de hidrógeno y a los átomos hidrogenoides •Había rayas del espectro que Bohr no podía explicar.
  • 10. Efecto Zeeman Una de las técnicas espectroscopistas permitieron obtener mejoras en los espectros en los que se veía que algunas líneas espectrales aparecían como 2 o más líneas que correpondian a energía parecidas pero distintas. Es decir lo que se busca probar es que, al someter al átomo a un campo magnético, sus niveles energéticos se desdoblan, permitiendo así que haya mas de una transición entre un nivel y otro. Éste es el motivo por el cual no solo se observará una sola línea en el espectro emitido. Stern y Gerlach observaron que una raya del espectro se desdoblaban en otras dos. Este desdoblamiento se asocia a un spin o sentido de giro del electrón. Modelo atómico de Bohr – Sommerfeld Intentó ampliar el modelo de Bohr a órbitas elípticas para poder explicar mayor cantidad de saltos energéticos. Proponía que habia varios subniveles energéticos correspondiente a una órbita distinta. Estas órbitas erán elípticas y se diferencian en su grado de excentricidad.
  • 11. En el modelo de Bohr el radio de la órbita depende del numero cuantico n. El modelo de Sommerfeld introduce 2 números cuánticos: k: números cúantico angular nr: número cuántico radial Limitaciones: No podía explicar todas las líneas que se encuentran experimentalmente en los espectros.
  • 12. MECÁNICA CUÁNTICA MODERNA El modelo atómico de Bohr fue completado por Sommerfeld, aceptando las órbitas elípticas, lo que permitió un mejor ajuste con los resultados experimentales del átomo de hidrógeno, pero fue imposible un ajuste a los átomos de los restantes elementos. Planck y Einstein ya pusieron de manifiesto la naturaleza dual de la luz, que a veces se comporta como una onda y a veces como un corpúsculo. De Broglie propuso: Los electrones tienen propiedades ondulatorias con una longitud de onda inversamente proporcional su momento lineal, y la constante de proporcionalidad es la constante de Planck λ= h/mv siendo p= mv La hipótesis de De Broglie fue confirmada experimentalente en 1927, cuando varios físicos obtuvieron imágenes de difracción , un fenómeno típicamente ondulatorio, de electrones ,proyecto ulloa
  • 13. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG Heisenberg determinó que el error en la medida es intrínseco a la naturaleza, enunciándolo en un principio que lleva su nombre: principio de incertidumbre de Heisemberg El producto de las incertidumbres al determinar la posición de un electrón y su cantidad de movimiento siempre debe ser mayor que la constante de Planck Ax Ap > h/4П Si conocemos con precisión la situación de un electrón, apenas conoceremos su velocidad, ya que la cantidad de movimiento es el producto de su masa por su velocidad. Si, por el contrario, determinamos exactamente su velocidad, no podremos saber dónde se encuentra. p= m v El principio de incertidumbre no se aplica sólo al electrón, cualquier objeto está sometido a él
  • 14. Efecto Fotoeléctrico : Fue Einstein quien admitiendo la hipótesis de Planck para la emisión de energía radiante, y aplicándola para su movimiento y su absorción, explicó el efecto fotoeléctrico. Explicó que una particula de luz o fotón penetra en el metal e interacciona con algún electrón poco ligado a los átomos integrantes .  La energía que transporta el fotón E= hʋ se utiliza para separar al electrón de la atracción de los núcleos positivos y , si estaba en exceso, para comunicar al electrón la energía cinética con la que abandona la superficie del metal. La energía umbral es la justa para arrancar el electrón del metal ,se denomina función de trabajo y es típica de cada metal.
  • 15. Efecto Compton: Compton descubrió que algunos rayos X, al dispersarse a través de la materia, perdían energía y, en consecuencia, su longitud de onda aumentaba.   dif de igual Según la naturaleza ondulatoria de los rayos X, este fenómeno no admite explicación alguna puesto que la difracción de las ondas proporciona ondas difractadas de igual energía y longitud de onda que la incidente.  corpuscular Según la naturaleza corpuscular, la radiación corpúscular choca contra otros corpúsculos materiales como los electrones. El electrón recibe un impulso y gana energía y el rayo X pierden energía y sale desviado del choque.
  • 16. Mecánica ondulatoria de Schrodinger: Puesto que el electrón tiene una naturaleza ondulatoria y el principio de incertidumbre de Heisenberg impide conocer su posición y velocidad, no puede hablarse de órbitas del electrón. Schrödinger propuso una ecuación, la ecuación de Schrödinger, que permite obtener toda la información que es posible saber del electrón. La función de ondas de un electrón, Ψ, obtenida al resolver la ecuación de Scrödinger, es una función compleja. El cuadrado del módulo de la función de onda, que se obtiene multiplicando la función por su conjugada, es la probabilidad de encontrar en un determinado lugar el electrón. Densidad de probabilidad relativa del electrón: probabilidad de encontrar un electrón en un punto del espacio = |Y|2  Energia total del electrón = E Como el principio de incertidumbre de Heisenberg impide poder definir la posición y la velocidad del electrón, no se puede decir que los electrones sigan una trayectoria, que recorran una órbita alrededor del núcleo
  • 17. Se puede, sin embargo, representar en el espacio los lugares en los que es más probable encontrar al electrón, los lugares en los que |Y| 2 tiene mayor valor, obteniéndose un volumen de espacio en torno al núcleo atómico que se conoce como orbital. La función de ondas de Schrödinger no determina la orbita del electrón, sólo indica probabilidades y lugares donde es más fácil o más difícil encontrar al electrón. Los orbitales atómicos, los lugares donde es más probable hallar al electrón, vienen determinados por tres números cuánticos, números que definen la forma y tamaño del orbital y los valores de algunas propiedades físicas. n. Número cuántico principal . l. Número cuántico azimutal . m. Número cuántico magnético Además de los tres números cuánticos que determinan el orbital atómico, hay un cuarto número, el número cuántico de spín, s, que es una propiedad del electrón y puede tomar los valores ½ y - ½.