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  • 1. FILÓSOFOS GRIEGOS : TALES DE MILETO .: toda la materia era agua u originada a partir de ella EMPÉDOCLES sostuvo que la materia estaba formada por agua, aire, tierra y fuego . DEMOCRITO y LEUCIPO : la materia esta formada por Átomos que no pueden dividirse. ARISTÓTELES Y PLATÓN : rechazan la teoría de Demócrito, aceptan la T. de Empédocles y atribuyen 4 cualidades: seco, caliente, humedad, frío. TEORÍA ATÓMICA DE DALTÓN: sostuvo lo de Demócrito y postuló: *La materia esta formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, esferas rígidas, indivisibles e indestructibles. *Los átomos e un mismo elemento son iguales entr sí, igual masa, pero diferentes a los de otros elementos. *Los “átomos compuestos” o compuestos se forman cuando se combinan átomos de distintos elementosnen proporciones sencillas y fijas *Los átomos no se crean ni se destruyen, aun cuando se combinen en las reacciones químicas LENARD: (1862-1947) sostenía que el átomo eran agrupaciones de partículas – y + iguales, excepto en la carga THOMSON: Modelo atómico de Joseph John Thomson- 1898 da su modelo. También conocido como el modelo del PUDING, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta por Thompson, descubridor del electrón, antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo ( masa) positivo, como pasas en un puding. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente en el átomo.
  • 2.                                  Dado que el átomo no deja de ser un sistema material que contiene una cierta cantidad de energía interna, ésta provoca un cierto grado de vibración de los electrones contenidos en la estructura atómica. Desde este punto de vista, puede interpretarse que el modelo atómico de Thompson es un modelo dinámico como consecuencia de la movilidad de los electrones en el seno de la citada estructura. Si hacemos una interpretación del modelo atómico desde un punto de vista más macroscópico, puede definirse una estructura estática para el mismo dado que los electrones se encuentran inmersos y atrapados en el seno de la masa que define la carga positiva del átomo. Dicho modelo fue superado luego del experimento de Rutherford , cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford . Thomson junto a MILLIKAN determinan la masa y la carga del electrón de 9,1. 10 -28 g y 1,6 . 10 -19 C. Se lo toma como unidad de carga y se asigna valor -1. GOLDSTEIN -1886- descubrió los protones, emitidos como rayos canales (+). M: 1,67 10 -24 g y carga 1,6. 10 -19 C (valor +1) Masa del p + es 1840 veces mayor que la del e- . BEQUEREL Y ESPOSOS CURIE: Descubren la radiactividad. RAYOS ( α ): (+)poco penetrantes, baja velocidad, unidad fundamental de carga, masa 4 uma, carga = 2 uec. RAYOS ( β ): (-)partículas muy penetrantes, gran velocidad. RAYOS ( y ): (sin carga) radiaciones electromagnéticas de alta frecuencia y velocidad próxima a la de la luz, gran energía y muy penetrantes.
  • 3. Modelo atómico de Rutherford - 1911 Hace incidir un haz de partículas α sobre 1 lámina de oro rodeada de una pantalla recubierta con SZn (fluorescente) que detecta el choque de partículas y enuncia el modelo planetario, al observar: -La mayoría de las partículas α la atravesaban sin desviársela que la mayor parte del átomo son espacios vacíos -Algunas se desviaban (no todas iguales) porque pasaban cerca de la zona positiva-núcleo. -Una pequeña fracción las repelía fuertemente e invertían la trayectoria., porque chocaban con el núcleo. Enunció su hipótesis”La materia no se distribuye de modo uniforme en el interior de los átomos, la mayor masa y toda la carga + en la zona central, llamada núcleo y alrededor giraban los electrones en órbitas, sin chocar con el núcleo a distancias variables sin exceder cierto diámetro.,el núcleo es muy pequeño en relación al tamaño del diámetro el átomo” Inconvenientes :*si el electrón gira alrededor del núcleo por la atracción eléctrica, física clásica, emitiría energía radiante en forma permanente, por lo tanto caería al núcleo y esto no ocurría.
  • 4. Modelo atómico de Bohr
    • El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo que Bohr propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional .
    • Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre.
    • 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 (la energía solo se transmite en cuantos o paquetes ) Y ALBERT EINSTEIN .
    • NEWTÓN,BUNSEN, KIRCHOFF estudian la espectroscopía, la relación átomo-núcleo en los expectros que producen las sustancias.
    • Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.
    • 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.
  • 5.
    • 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.
    • Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de SOMMERFELD . Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo de louis de Broglie , permitiría a Erwin SCHRÖDINGER descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.
      • Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal.
    • La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A esta distancia se le denomina radio de Bohr . Un electrón en este nivel fundamental no puede descender a niveles inferiores emitiendo energía.
  • 6. En 1913 NIELS BOHR , desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales: *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:
  • 7.
      • Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal.
    • *La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A esta distancia se le denomina radio de Bohr . Un electrón en este nivel fundamental no puede descender a niveles inferiores emitiendo energía. Basándose en la CONSTANTE DE PLANCK consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.
  • 8. Modelo atómico de Sommerfeld
    • Sommerfeld supone que las orbitas 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),
    • En 1916, Arnold SOMMERFELD, 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. 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.
    • Valor Subnivel “ l “ Nombre 0 –s- sharp; 1-p- principal; 2- d- diffuse; 3- f- fundamental
    • El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
    • 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.
  • 9. 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
    • El modelo de BOHR funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno .
    • En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr,
    • El modelo atómico de SCHRÖDINGER concebía originalmente los electrones como ondas de materia .
    • Más tarde MAX BORN propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones.
    • CHADWICK en 1932 compruebe la existencia de una partícula eléctricamente neutra y masa semejante al protón- ya lo había supuesto Rutherford- que se denominó neutrón.
  • 10.
    • El modelo atómico de SCHRÖDINGER predice
    • *las líneas de emisión espectrales, de átomos neutros como de átomos ionizados.
    • predice la modificación de los niveles energéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico
    • explica el enlace químico y la estabilidad de las moléculas .
    • no explica como es el núcleo atómico ni su estabilidad.
    Cada electrón está ubicado en un espacio energético con cualidades individuales muy peculiares. Los números cuánticos describen los valores de las variables dinámicas que se conservan en los sistemas cuánticos. Estos números cuánticos son: I) El número cuántico principal (n = 1, 2, 3, 4 ...), indica el nivel de energía en el que se halla el electrón. Esto determina el tamaño del orbital. Toma valores enteros. Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del orbital.
  • 11. II) El número cuántico del momento angular (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón.“ Si: l = 0: Subórbita "s" ("forma circular") ->s proviene de sharp (nitido) (*) l = 1: Subórbita "p" ("forma semicircular achatada") ->p proviene de principal (*) = 2: Subórbita "d" ("forma lobular, con anillo nodal") ->d proviene de difuse (difuso) (*) l = 3: Subórbita "f" ("lobulares con nodos radiales") ->f proviene de fundamental (*) l = 4: Subórbita "g" (*) l = 5: Subórbita "h" (*) III) El número cuántico magnético (m), Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m.
  • 12. IV) El número cuántico de spín (s), indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2. Con cada una de las capas del modelo atómico de Bohr correspondía a un valor diferente del número cuántico principal. PAULI , contribuidores de la teoría cuántica , formuló el celebrado PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN basado en los números cuánticos, según el cual en un átomo no puede haber dos electrones cuyos números cuánticos sean todos iguales.
  • 13.
    • Desde un punto de vista mecano-cuántico, los números cuánticos caracterizan las soluciones estacionarias de la Ecuación de Schrödinger . No es posible saber la posición y la velocidad exactas de un electrón en un momento determinado, sin embargo, es posible describir donde se encuentra. Esto se denomina PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE O DE H EISENBERG .
    • La zona que puede ocupar un electrón dentro de un átomo se llama ORBITAL ATÓMICO . Existen varios orbitales distintos en cada átomo, cada uno de los cuales tiene un tamaño, forma y nivel de energía específico. Puede contener hasta dos electrones que, a su vez, tienen números cuánticos de espín opuestos.
  • 14.  
  • 15.