TEORÍAS ATÓMICAS– PARTE 1

QMK COM LEVEL

ADMISIÓN UNI 2014 -1

VERSIÓN 1.0 AGOSTO 2013José Saráchaga

HASTA MODELO ATÓMICO

DE RUTHERFORD

Primeras ideas del átomo

En la antigua Grecia se consideraba que la materia era continua y estaba formadapor Cuatro Elementos: Aire, Agua, Tierra y Fuego.

Aristóteles defendía la idea de la Continuidad de la Materia.

Leucipo y Demócrito proponen que la materia esta formada por partículasdiminutas llamadas átomos. No demostraron experimentalmente sus ideas.

Contribuciones importantes al desarrollo de la Teoría Atómica

Moderna

El diagrama adjunto presentaimportantes contribuciones teóricasy experimentales al desarrollo de lateoría atómica moderna.

Contribuciones importantes al desarrollo de la Teoría Atómica Moderna

Modelo Atómico-Molecular de J. Dalton-1808

• Plantea Teoría Atómica-Molecular en base a las Leyes Ponderales que el mismo ayuda a establecer.

• La materia está formada por átomos.

• Los átomos son indivisibles.

• Los átomos son indestructibles. No existe fuerza alguna en el Universo capaz de destruir a un átomo.

• Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Átomos de elementos diferentes, son diferentes.

• Cuando los átomos se combinan lo hacen en una relación de números enteros sencillos.

Rayos catódicos

• 1875: William Crookes, descubre los rayos catódicos, los cuales viajan en línea recta, son invisibles, producen sombras, mueven pequeños mecanismos y su desviación indicaba que el rayo era negativo.

http://www.youtube.com/watch?v=

1dPv5WKBz9k

Rayos catódicos

Los Rayos Catódicos presentan las siguientes propiedades:

• Emergen del cátodo y se propagan en línea recta hacia el ánodo.

• Tienen naturaleza corpuscular (son partículas).

• Poseen carga negativa. Se desvían hacia la placa positiva de un campo eléctrico.

• Su naturaleza es independiente del material del cátodo y del gas en el interior del tubo de descarga.

Rayos canales

• 1886: Eugen Goldstein (1850-1930) en un tubo de Crookes descubre una luminosidad detrás del cátodo. Perforó el tubo, aplicó el potencial y probó la existencia de rayos positivos o canalesque viajaban en sentido opuesto a los catódicos. La desviación de estos rayos era menor, por lo que la masa de estas partículas debía ser mayor.

http://www.youtube.com/watch?v=

W4YfaRMTHio

Modelo Atómico de Thomson - 1898

• 1898: J.J. Thomson, a partir de lasexperiencias de los rayos catódicos ycanales, deduce que los rayos catódicoseran una corriente de partículas concarga negativa esto constituye eldescubrimiento del electrón, la unidadfundamental de carga.

• Thomson también descubrió que losrayos canales eran partículas, de cargapositiva, y cuya masa era 1837 veces ladel electrón.

• Thomson había descubierto que elátomo contenía partículas positivas ynegativas. No era indivisible.

Modelo Atómico de Thomson

• Los electrones eran partículas con carga negativa incrustadas en una esfera sólida de carga positiva. Como el átomo era neutro, la esfera tenía una carga positiva igual en número a los electrones. Un átomo se convierte en ion cuando gana o pierde electrones.

• Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón [ 1,76x108

C/g]

R.A. Millikan, en

1909, determina la carga del

electrón = 1,6 · 10-19 C

Experimento de la Gota de Aceite

• Robert Millikan encontró que la carga de cada gota de aceite era un múltiplode 1,6x10-19 C

Síntesis:

Las gotas de aceite capturan electrones quese forman por la interacción de las moléculasde gas con los Rayos X.

Las gotas de aceite cargadas interactúan conel campo eléctrico. Se manipula la intensidaddel campo eléctrico para mantenersuspendidas las gotas de aceite permitiendocalcular la carga eléctrica de cada gota

http://youtu.be/PauHr2Uw2

MY

El experimento de Rutherford

Rutherford bombardeó láminas de oro con partículas alfa encontrando:

• La mayoría de las partículas alfa atravesaba la lámina sin sufrir desviación alguna.

• Algunas partículas alfa se desviaban ángulos muy pronunciados.

• Algunas partículas alfa rebotaban por su trayectoria de incidencia.

Material

Radiactivo

Rayos α

Lámina de Au

(2000 átomos de

espesor)

9000 α10000 α

999 α

1 α

¡El átomo era

estructuralmente

vacío!

El experimento de Rutherford

En base a estas observaciones experimentales Rutherford propuso lo siguiente:

• El átomo es en su mayor parte espacio vacío.

• Posee un centro de carga positiva pequeño y compacto.

• Casi toda la masa del átomo se concentra en el núcleo atómico.

http://youtu.be/sft5xx3mltM

El experimento de Rutherford

Rutherford bombardeó láminas de oro con partículas alfa encontrando:

• La mayoría de las partículas alfa atravesaba la lámina sin sufrir desviación alguna.

• Algunas partículas alfa se desviaban ángulos muy pronunciados.

• Algunas partículas alfa rebotaban por su trayectoria de incidencia.

Inconsistencias del modelo de

Rutherford

• De acuerdo a la física clásica (exactamente la electrodinámica o estudio decargas en movimiento) toda partícula cargada que se encuentra enmovimiento (tal como los electrones de este modelo) emite energíacontinuamente lo que debería reflejarse en la presencia de espectroscontinuos, lo que se opondría a lo observado realmente, es decir espectrosdiscontinuos. Es más, el electrón al perder energía iría acercándose al núcleodescribiendo una trayectoria espiral, hasta colapsar. Si el átomo colapsa, nadapodría existir.

FIN DE LA PRIMERA PARTE

TEORÍAS ATÓMICAS – PARTE 2

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VERSIÓN 0.0 MARZO 2013JLSE

DESDE RADIACIONES

ELECTROMAGNÉTICAS HASTA

MODELO ATÓMICO DE BOHR

Radiaciones electromagnéticas (rem)

• Una rem es energía emitida por cargas eléctricasaceleradas, en muchos casos por electrones en elinterior de los átomos. Esta energía, generada en unpunto, se propaga por todo el espacio circundante y semanifiesta como un fenómeno ondulatorio.

• Una rem está constituida por campos eléctricos ymagnéticos, perpendiculares entre sí, que se autosostienen y regeneran en el tiempo.

SÍNTESIS

Radiaciones electromagnéticas (rem)

• Su velocidad de propagación en el vacío es3·108 m/s

• En todo instante la magnitud del campoeléctrico E y la del campo magnético B estánrelacionados por E = cB

Fenómenos ondulatorios

• Las radiacioneselectromagnéticas notransportan masa ni carga;transportan energía y cantidad demovimiento.

• Las ondas electromagnéticas sontransversales, es decir lasoscilaciones son perpendicularesal eje de propagación. En lasondas longitudinales, como lasdel sonido; las oscilaciones sonparalelas al eje de propagación.

Onda

transversal

Onda

longitudinal

B

Radiaciones electromagnéticas (rem)

Una R.E.M. :

• No requiere de un medio para su propagación.

• Se propaga en el vacio a la velocidad de la luz.

• No transporta carga ni masa; transporta energía ycantidad de movimiento.

• Son ondas transversales cuyas oscilaciones sonperpendiculares al eje de propagación.

SÍNTESIS

Características de una onda transversal

• Longitud de onda (λ) = distancia entre dos puntos consecutivos de la onda en los cuales la perturbación física tiene exactamente las mismas características (Å, nm, cm, m, etc.)

• Frecuencia de oscilación (n) = indica el número de veces que la perturbación se repite idénticamente en la unidad de tiempo (ciclos por segundo = ciclos/s = s-1 = Hertz = Hz)

• Periodo (τ) = es el tiempo que transcurre hasta que en un mismo lugar del espacio la perturbación se repite idénticamente. Es el recíproco de la frecuencia (segundos = s)

• Amplitud (A) = es el máximo desplazamiento que adopta la onda respecto a una posición de equilibrio.

• Número de onda = recíproco de la longitud de onda = 1/λ

c: velocidad de la luzc = 3x108 m.s-1 = 3x1010 cm.s-1= 3x1018 Å.s-1

: longitud de ondan : frecuencia (Hz = s-1)

c = λn λ = c/n n= c/λ

Componente del campo magnéticoComponente del campo eléctrico

Dirección de

propagación

Características de una onda transversal

El espectro electromagnético

• Es el conjunto ordenado de rem que se conocen hasta la actualidad y que se clasifican según los efectos que ocasionan.

Aumenta la longitud de onda ()

Aumenta la frecuencia (n)

3 900 Å 7 000 Å

Comportamiento dual de la Luz

• Planck propuso que la energía radiante no se transmite en formacontinua, sino en forma de paquetes discretos llamados cuantos ofotones.

• La energía de cada fotón es proporcional a la frecuencia de laradiación electromagnética.

E ( 1 fotón) = hn

h = constante de Planck

h = 6,63·10-34 J·s = 6,63·10-27 erg·s

Ecuación de Planck

Comportamiento dual de

la Luz: Onda - Partícula

Efecto Fotoeléctrico

• En 1905, A. Einstein, para resolver el problema del efectofotoeléctrico (desprendimiento de electrones de la superficie de losmetales por efecto de la luz) propone que en el efectofotoeléctrico, un cuanto cede toda su energía (hn) a un electrón. Unaparte de la energía se traduce en el trabajo necesario para sacar alelectrón del metal (w) y la otra restante se traduce en energía cinética(K)

K = hn - w

n = frecuencia de la luz irradiada

h = constante de Planck

Espectros de Emisión y Absorción

Los espectros de emisión estánformados por un conjunto de líneasbrillantes sobre un fondo oscuro. Segeneran por excitación térmica oeléctrica en gases enrarecidos.

Los espectros de absorción estánformados por un conjunto de líneasoscuras sobre un fondo brillante y segeneran en gases a presión iluminados.

http://youtu.be/2ZlhRChr_B

w

http://www.youtube.com/wa

tch?v=_68HWOx5Jmg

Espectros de Emisión y Absorción

Espectro continuo

Los espectros son la huella digital de unelemento químico.

Para una misma sustancia, la posición delas líneas en el espectro de emisión y en elde absorción son las mismas.

Series espectrales - Balmer

1885: J. Balmer encontró una relación matemática empíricapara las longitudes de onda de las 4 líneas observadas en elespectro de emisión del hidrógeno.

= C ( )22

1

ni2

–11

RH = 109678 cm-1 = 1,1 · 10 5 cm-1

ni : 3, 4 , 5 , 6

C: Constante. En la actualidad a esta constante se

le denomina Constante de Rydberg (RH)Serie espectral del hidrógeno en la

región del visible

Series espectrales

Serie Descubrimiento nf niRegión del espectro

Lyman 1906 - 1914 1 2, 3, 4,… Ultravioleta

Balmer 1885 2 3, 4, 5,... Visible y UV

Paschen 1908 3 4, 5, 6,...Infrarrojo cercano

Brackett 1922 4 5, 6, 7,...Infrarrojo

intermedio

Pfund 1924 5 6, 7, 8,...Infrarrojo

lejano

J. Robert Rydberg, trabajando sobre los espectros de otros elementos,

encontró una generalización muy importante. Rydberg trabajó no con la

longitud de onda como lo había hecho Balmer sino con el número de onda y

dedujo la siguiente ecuación para el espectro del hidrógeno:

RH = 109678 cm-1 = 1,1 · 10 5 cm-1

Modelo de Bohr - 1913

• Niels Bohr, propuso un Modelo Atómico para el Átomo de Hidrógeno.

• La base del modelo de Bohr era el mismo que el de Rutherford, es decir; el átomo consiste en un núcleo muy pesado alrededor del cual giran los electrones en órbitas circulares.

• Bohr propone que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas o niveles permitidos llamados Niveles Estacionarios de Energía.

Postulados de Bohr

• En un átomo, el electrón tiene únicamente ciertos estados definidosestacionarios de movimiento que le son permitidos; cada uno de estos estadosestacionarios tiene una energía fija y definida.

• Los estados de movimiento electrónico permitidos son aquellos en los cualesel momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.

• En cualquiera de estos estados, el electrón se mueve siguiendo una órbitacircular alrededor del núcleo.

Cuantización del

momento angular

El electrón en el átomo de hidrógeno solo

tiene ciertos niveles permitidos de energía,

llamados Niveles Estacionarios de

Energía

Postulados de Bohr

Radio de la órbita o nivel permitido

n rn rn(Å)1 a0 0,532 4.a0 2,123 9.a0 4,77

4 16.a0 8,48

02

n 0 0r a .n a 0,53A

En general para unhidrogenoide

2 2 2 00 0

n 02

h . .n a .nr a 0,53A

Z.e . .m Z

p

Postulados de Bohr

Energía del Nivel Estacionario

En general para un hidrogenoide

2 4 2

0 2 2 2 2

0

Z .m.e 13,6.ZE

8.n .h . n - -

n En(eV)

1 -13,60

2 -3,40

3 -1,51

4 -0,85

5 -0,54

6 -0,38

0

0

18

0

0

2

E 13, 6 eV

E 313, 6 kcal / mol

E 2,18x10 J / e

EEn

n

- -

-

Postulados de Bohr

• Cuando un átomo está en un estado permitido no irradia ni absorbe energía;pero al cambiar de un estado a otro de menor o mayor energía; emite oabsorbe un cuanto de energía de magnitud hn ; que es igual a la diferencia deenergía entre los dos estados.

ΔE = Ef – Ei = -RH

nf2

-RH

ni2

–

= -RH (nf

2

1

ni2

–1

) = hn = hc/λ

Transiciones electrónicas

El Modelo de Bohr permitió explicarsatisfactoriamente las transiciones electrónicasentre niveles de energía para el electrón en el átomode hidrógeno considerando que cada salto delelectrón corresponde a la emisión o absorción deun fotón de energía, lo cual genera una línea en elespectro de emisión o deabsorción, respectivamente.

0 0f i 2 2

f i

0 2 2

i f

0 2 2

i f

0

2 2

i f

H 2 2

i f

E EE E E

n n

1 1E E

n n

h.c 1 1E

n n

E1 1 1.

h.c n n

1 1 1R .

n n

- - - -

-

-

-

-

Energía de Ionización del H según el Modelo del Átomo de Bohr

Esta deducción también es válida para

especies similares al H, como

He+ y Li2+, empleando las ecuaciones

generales para átomos cuyo Z sea

diferente de 1

hn = -Z2 RH

La ionización implica la perdida del

electrón, es decir la excitación del

electrón desde n = 1 (estado basal)

hasta n = .

Emisión de

un fotón

Absorción

de un fotón

0 2 2

2

1 1E E

1

1E 13,6 eV

1

E 13,6 eV

-

Energía de

ionización del

átomo de

hidrógeno

Bondades y restricciones del modelo atómico de Bohr

Bondades

• Sustenta la estabilidad del átomo

• Explica satisfactoriamente los espectros de emisión y absorción para el átomo de hidrógeno

• Propone por primera vez la idea de Nivel de Energía

Restricciones

• Solo válido para átomo de hidrógeno o isoelectrónicos a él, como He+, Li2+.

• No explica el espectro fino del hidrógeno (efecto Zeeman).

• No permite el cálculo de las intensidades de las líneas espectrales

• No explica el enlace químico.

• No explica la formación de compuestos químicos.

• Es un modelo determinista que contradice el Principio de Incertidumbre.

Efecto Zeeman

FIN DE LA PRESENTACIÓN