generalidades sobre el átomo experimentos sobre la estructura de los átomos. modelo de thomson....
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Generalidades sobre el átomo
• Experimentos sobre la estructura de los átomos.
• Modelo de Thomson.
• Modelo de Rütherford.
• Modelo de Böhr.
• Modelo Atómico de la Mecánica Cuántica.
• La comprensión de la química así como de gran parte de las otras ciencias depende al menos en parte al conocimiento de la estructura atómica.
• La disposición de los componentes del los átomos es lo que determina las propiedades de los distintos tipos de materia. Sólo si entendemos la estructura atómica podremos saber de que manera se combinan los átomos para constituir las diferentes sustancias de la naturaleza y, lo que es más importante, como podemos modificar los materiales para satisfacer nuestras necesidades.
• La imagen que el hombre a tenido del átomo a pasado por una serie de conceptos evolutivos. Estos cambios se han presentado como consecuencia de las diferentes evidencias experimentales encontradas por diferentes investigadores como son los experimentos de: Thompson, Rutherford, Becquerel, etc.
• Toda la materia que conocemos está constituida por partículas muy pequeñas, los átomos.
• La idea de que la materia está constituida por partículas muy pequeñas es antigua
Generalidades sobre el átomo
• TEORÍA Y ESTRUCTURA ATÓMICA
Flogisto George Emst STAHL (1660-1734
•La teoría del flogisto, conocida también como «sublime teoría», supone que toda sustancia combustible, tal como un metal, contiene un «principio inflamable», denominado posteriormente, flogisto; en la combustión se desprende el flogisto con acompañamiento de luz y calor y queda un residuo, la “ceniza” o “cal” del cuerpo combustible. Cuanto más inflamable es un cuerpo tanto más rico es en flogisto. El proceso de combustión puede expresarse en la forma simplificada siguiente:
•Metal (en la combustión) Cal + Flogisto•El principal interés de la teoría está en que explica el fenómeno
inverso de la combustión, la reducción, pues si se calienta la cal (las cenizas metálicas) con una sustancia rica en flogisto, tal como el carbón, ésta cede su flogisto a la cal y el metal se revivifica. Esto es,
abreviadamente,•Cal + Carbón Metal
El Período Griego:
• Los griegos proponen la existencia de los llamados "elementos". A partir de ellos, se constituirían todas las cosas y organismos en la naturaleza.
• De los sabios más connotados se tienen:• Tales de Mileto (640-546 A.C.) profundiza las maravillas de la creación. Para él
lo primordial es el agua. "El agua es el principio de todas las cosas" (así habían pensado ya los hindúes)
• Anaxímenes (611-547 A.C.) En su filosofía lo fundamental es el aire. "Todo
viene del aire y todo a él retorna". El alma misma es aire. Este "elemento" había sido designado por los filósofos hindúes con el nombre de
"viento".
• Heráclito de Efeso (540-475 A.C.) Para Heráclito lo fundamental es el fuego "El
fuego es la fuerza primordial, que tiene bajo su dependencia todos los fenómenos, todos los cambios que se operan en los cuerpos”. “El estado primitivo o primero fue el fuego, el mundo será otra vez fuego. Los cuerpos pueden transformarse, pero no el fuego, que modifica todo lo que es“
• Anaxágoras (500-428 A.C.) Hombre de extraordinario talento. A él se debe
una notable anticipación de la ley de conservación de la materia, formulada tiempo después por Lavoisier. "Ninguna cosa se produce o desaparece, sino que se compone por mezcla de otras existentes".
• Empédocles (495-435 A.C.) A los tres elementos de Tales, Anaxímenes y
Heráclito, agregó la tierra. Tiene el mérito de haber divulgado en forma amplia la concepción de los cuatro elementos.
• Aristóteles. Discípulo de Platón, agregó un quinto
elemento, el éter, más móvil que los demás elementos, éste formaría el cielo, y de él hace derivar Aristóteles el calor de los animales. De aquí derivan los llamados "elementos aristotélicos" (figura).
Los 4 elementos aristotélicos
La Hipótesis Atómica: En Grecia se estructura la hipótesis atómica,
sobre la base de las concepciones de Leucipo y Demócrito.
• Leucipo es el verdadero creador de la hipótesis. "Los átomos y el vacío, decía, son el único objeto de un conocimiento auténtico". Alrededor del siglo V A.C., sostenía con razones filosóficas que la materia puede ser subdividida sólo hacia cierto límite. Este límite indivisible lo llamaron átomo, (cuyo significado es a = sin; tomos = división) y se consideraba conceptualmente como la parte más pequeña e indivisible de la materia.
• Demócrito, perfecciona el sistema de Leucipo. Según él, "los átomos son indivisibles, impenetrables, eternos, inmutables, plenos y corporales". Esta hipótesis fue relegada al olvido por la sistemática oposición de Aristóteles, ya que postulaba que la materia era continua y no tenía límite de división. Ahora, las leyes de la combinación química sugieren que los compuestos están formados por unidades de peso definido que se combinan con otros en proporciones fijas.
Toda la materia que conocemos está constituida por partículas muy pequeñas, los átomos
Aportes al Conocimiento del
Átomo
Aportes al Conocimiento del
Átomo
• En 1808 Dalton postula:
• Representa al átomo como un esfera
compacta indivisible e indestructible.
Descubriendo al átomo
Teoría Atómica
Dalton (1766 – 1844):
En 1808 introduce la idea de la discontinuidad de la materia
• La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos.
• Los átomos son partículas muy pequeñas y no se pueden ver a simple vista.
• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, igual masa e iguales propiedades.
• Cuando los elementos reaccionan entre sí, los átomos de los elementos sólo se combinan, sin transformarse.
• Cuando ocurre esta combinación, los átomos se unen unos a otros en proporciones fijas, constantes y sencillas.
• En las reacciones químicas los • átomos se separan o se unen; • pero ningún átomo se crea ni se • destruye, y ningún átomo de un • elemento se convierte en átomo • de otro elemento.
Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo
• Estos postulados fueron suficientes para explicar todos los fenómenos observados por los
científicos durante unos 100 años. Posteriormente surgen interesantes interrogantes en varias
áreas del conocimiento, que derrumban las ideas de Dalton.
Las más significativas corresponden a:• descubrimiento de la radiactividad• descomposición del agua mediante corriente
eléctrica• descargas eléctricas en gases a baja presión• espectros de luz Todos estos fenómenos permitieron
establecer, que la materia es discontinua y presenta una naturaleza eléctrica.
• En 1898 Thomson propone El átomo es una esfera de carga eléctricamente positiva con pequeñas incrustaciones de carga negativa que llamó
y que se encuentran en número suficiente para neutralizar la carga positiva.
Descubriendo al átomo
electrones
Experimentos sobre la estructura
de los átomos• ¿Cómo los científicos han investigado la
disposición de las partículas al interior del átomo?
A esas partículas negativas se las
llamóelectrones
(1897)
Los Rayos Catódicos son un chorro de partículas cuya relación
q/m = - 1,76 108
C/g
Experimentos en Tubos de Descarga posibilitó el descubrimiento de:
los rayos catódicos
Rayos Catódicos (fines del siglo XIX)
Al estudiar estos fenómenos Crookes determinó que:
• 1. Los rayos luminosos observados, se propagaban en línea recta, ya que al colocar un objeto u obstáculo en su trayectoria, se produce sombra (comportamiento similar a la luz).
• 2. El sentido de su trayectoria es de negativo (cátodo) a positivo (ánodo), debido a esto se les denominó RAYOS CATÓDICOS.
• 3. Al chocar con un cuerpo, lo calienta y hace girar un molinete si es situado en su trayectoria, es decir, estos rayos están formados por partículas (poseen masa) que tienen energía cinética y la pueden transmitir.
• 4. Las partículas que forman los rayos catódicos poseen carga eléctrica negativa, ya que se desvían al acercarle un imán, de igual forma a como se desviaría una carga eléctrica de signo
negativo.
Experimento de Robert Millikan
Robert A. Millikan efectuó la primera medición directa y concluyente de la carga eléctrica de un electrón. Con un atomizador desparramó pequeñas gotas de aceite dentro de una cámara transparente. En las partes superior e inferior había placas metálicas unidas a una batería.
Cuando el espacio entre las placas metálicas era ionizado por radiación (rayos X), electrones del aire se pegaban a las gotitas de aceite, adquiriendo éstas una carga negativa. Como cada gotita adquiría una leve carga de electricidad a medida que viajaba a través del aire, la velocidad de su movimiento podía ser controlada alterando el voltaje entre las placas.
• Todas las cargas que Millikan midió, fueron mútiplos enteros de un mismo número, deduciendo así que la carga mas pequeña observada era la del electrón. Su valor es actualmente e= -1,6 x 10-19 coulomb
• En 1908 Robert Millikan determinó directamente la carga del electrón y por lo tanto, su masa:
Experimento de Eugen Goldstein• La carga negativa (rayos catódicos) sale de un gas eléctricamente
neutro (sin carga), por lo tanto, es lógico pensar que simultáneamente debe existir una descarga de partículas positivas.
Así lo comprobó • Eugen Goldstein, en 1886, Utilizando un cátodo perforado. Descubrió detrás de él un haz visible que se desplazaba de polo positivo a negativo: • LOS RAYOS CANALES.Los rayos canales (rayos anódicos) son rayos positivos, cuya relación carga /masa la determina el físico W. WEIN, encontrando que esta relación depende del
gas en estudio, y se encuentra relacionado en forma inversa a su peso atómico.
Modelo de J. J. Thomson(1856 – 1940)
• Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales.
• Tras el descubrimiento del electrón; en 1898 Thomson propuso un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia de dicha partícula subatómica.
• Su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo, y que el conjunto era eléctricamente neutro.
• El modelo de Thomson era parecido a un pastel de frutas: los electrones estaban incrustados en una masa esférica de carga positiva. La carga negativa total de los electrones era la misma que la carga total positiva de la esfera, por lo que dedujo que el átomo era neutro.
Modelo atómico de ThomsonModelo atómico de Thomson
Experimento de Rütherford
Descubrimiento del núcleoBombardea lámina de oro con partículas alfa con la sorpresa de que la mayoría la atraviesan sin desviarse, muy pocas se desvían y algunas rebotan (poquísimas).
• Lo observado fue tan sorprendente que equivale a disparar balas de cañón sobre una hoja de papel y descubrir que en algunos casos ellas rebotan.
• La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque la mayor parte del
espacio de un átomo es espacio vacío.
Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).
Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.
En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día.
Considera que el átomo se divide en: un núcleo central, que contiene los protones y
neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo)
una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los
planetas giran alrededor del Sol.
Rutherford concluye que:• La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo
algunas partículas alfa son repelidas cuando chocan con algo sólido (núcleo del átomo).
• El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa experimentan desviación al pasar cerca de él, (cargas de igual signo se repelen).
• La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad de las partículas alfa atraviesan la lámina sin experimentar desviación.
• El tamaño del átomo es aproximadamente 100.000 veces el tamaño del núcleo, esta gran desproporción explica la escasa desviación que experimentan algunas partículas alfa.
• Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no interfieren en el paso de las partículas alfa, tampoco son atrapados por el núcleo.
• En 1920 Rutherford predijo la existencia, en el núcleo del átomo, de una partícula sin carga eléctrica que impedía la repulsión entre los protones. Doce años más tarde, James Chadwick detecta esta partícula sin carga y calcula su masa (aproximadamente igual a la del protón, 1u.m.a). De esta forma se descubren los NEUTRONES.
Conclusiones que llevan al modelo atómico de
Rutherford (1911)» El átomo está prácticamente vacío.» Toda la masa del átomo se concentra en un núcleo,
pequeñísimo y muy denso, de carga positiva, pues repele las partículas alfa.
» Los electrones deben girar alrededor del núcleo en órbitas a grandes distancias del núcleo.
Constitución básica del núcleoRutherford demuestra que los componentes básicos de los núcleos de todos los átomos son los
Protones(partículas elementales cuya carga es de igual valor absoluto a la carga del electrón, pero de signo positivo)
NeutronesMasa ligeramente superior a la del protón, pero sin carga
Chadwick (1932)
Pero la masa de los núcleos de los átomos más pequeños venía a ser aproximadamente el doble de la correspondiente a los protones presentes
Pares protón-electrón
(neutros)
Número atómico (protones)
Número másico(nucleones: protones +
neutrones)
P+
n
P+
nn
nP+
P+ n
P+
n
P+
P+
n
XA
Z
para completar la masa que faltaba
En 1932 el inglés Chadwik al bombardear átomos con partículas observó que se emitía una nueva partícula sin carga y de masa similar al protón, acababa de descubrir el NEUTRÓN
En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones.
Deficiencias del modelo atómico de Rutherford
• No explica cómo se pueden
encontrar cargas eléctricas iguales
(positivas) en un espacio tan
pequeño (núcleo).
• Los neutrones otorgan estabilidad al núcleo del átomo porque permiten que las fuerzas de repulsión entre los protones disminuya y, así, hay muchas partículas en un mínimo de espacio.
El modelo atómico de Rutherford no cumple con las leyes del electromagnetismo y la mecánica newtoniana, según las cuales el movimiento circular de los electrones alrededor del núcleo implicaba una emisión continua de radiación, con la siguiente pérdida de energía. Por lo tanto el electrón debería describir órbitas cada vez más pequeñas alrededor del núcleo hasta caer en éste, colapsando el átomo.
Como los átomos son eternos mientras no sean perturbados, el modelo de Rutherford resultó ser inconsistente, y por ello, descartado.
• Otros problemas:¿cómo explicarse estas líneas obtenidas en experimentos con
los elementos?
Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo
atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.
Resumiendo
Conclusión• Con los resultados obtenidos en el experimento de la lámina de
oro, Rutherford efectivamente puede despejar sus dudas respecto a la ubicación de las partículas atómicas. Sin embargo, el modelo no tenía asidero físico, en otras palabras, es imposible comprender, el cómo los electrones no sienten atracción por el núcleo, girando hasta caer en él.
• Años más tarde, el gran Niels Bohr resuelve el problema y abre el camino a la física relativista, un nuevo mundo asombroso que hasta el día de hoy busca respuestas.
• Detengamos el estudio en este punto y cuestionemos lo siguiente: “Si todos los átomos de distintos elementos están formados por el mismo tipo de partículas, y además están distribuidos en la misma forma ¿En qué se diferencian los átomos de un elemento, por ejemplo, oxígeno, de otro como hidrógeno?, ¿qué hace que un elemento sea oro y otro helio, un gas de comportamiento absolutamente distinto?”.
Orígenes de la Teoría Cuántica
El modelo de Rutherford se basa en los principios de la mecánica clásica:
El electrón acabaría cayendo sobre el núcleo.
Experimentalmente, los espectros de emisión de los átomos son discontinuos.
Esa energía emitida presentaría un espectro de emisión continuo.
Una partícula cargada en movimiento emite energía continuamente.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
TEORÍA CUANTICA DE PLANCK TEORÍA CORPUSCULAR DE EINSTEIN
ENERGÍA ESTÁ CUANTIZADALA LUZ TIENE NATURALEZA DUAL
(ONDA Y PARTÍCULA)
basado en
sostiene que sostiene que
E = h PARTÍCULA (Efecto fotoeléctrico,
Efecto Compton)ONDA (Reflexión, difracción)
POSTULADOS DE BOHR
Modelo atómico de Bohr (1913)
POSTULADOS DE BOHR
Los electrones giran alrededor del núcleo
sin emitir energía
Fc = Fe
Las órbitas permitidas poseen un momento
angular múltiplo entero de h/2
m v R = n h/2
Los electrones cambian de órbita intercambiando
cuantos de energía
Ea – Eb = h
1º 2º 3º
mvR
kZ e e
R
vk Z e
m R
22
m k Z e R
m Rn
h
R nh
m k Z e
R n ma a
2 2 22
2
2
22
2 2
02
01 1
4
4
5 2 9 1 0
; ,
E E E m v
E k Z em R
n
k Z e p
h
E K
n
c p
1
2
12
1 4
2
2
2
2
2 2 4 2
2
2
n: Indica el orden de los niveles de energía y se le denomina
número cuántico principal
Intercambios energéticos
E fotón = h ν
= h c/λ
Fórmula de Rydberg.
Permite calcular la longitud de onda de cualquiera de las líneas que forman el espectro del hidrógeno:
1/λ = R (1/n12 – 1/n2
2)
n1, n2: números enteros positivos
(n1 < n2)
R: cte de Rydberg = 109677, 7 cm-1
En función del valor de n1 ,
podemos distinguir diferentes series en el espectro del hidrógeno:
n1 = 1: serie de Lyman
n1 = 2: serie de Balmer
n1 = 3: serie de Paschen
n1 = 4: serie de Brackett
n1 = 5: serie de Pfund
n1 = 6: serie de Humphreys
Limitaciones del Modelo de Bohr
Las órbitas de los electrones bajo la atracción del núcleo debían ser elípticas (Modificación de Sommerfeld)
Sólo es aplicable al átomo de hidrógeno y a los átomos o iones hidrogenoides.
En los espectros atómicos aparecen nuevos desdoblamientos (efecto Zeeman) y otros.
MODELOMECANO-CUÁNTICO
DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULODE LOUIS DE BROGLIE
(1924)
E m c E h v
m c h v c o m o vc
hc
m c ch
m
s i c V Vh
m
2
2
2
PRINCIPIO DE INDETERMINACIÓNDE HEISENBERG
(1927) x p
h
4
las soluciones de la ecuación de onda nos informa del estado energético del electrón y de la función de onda asociada a ese
estado energético
MECÁNICA ONDULATORIADE SCHRÖDINGER
(1926)
2
2
2
2
2
2
2
2
80
x y zm
hE V
la fu n c io n d e o n d a d e sc r ib e e l c o m p o r t a m i e n to
o n d u la t o r io d e l e l ec t ro n
E e ne r g ia d e l e l e c tro n
V e n e rg i a p o t e nc i a l d e l e le c tr o n
( )
:
:
:
y
)z,y,x(20,0,1y
La ecuación de Schrödinger da como solución una ecuación de estado que depende de tres números cuánticos.
n, l, ml nos ofrece la zona de máxima probabilidad de encontrar al electrón.
ORBITAL
m = - l,…, 0,…. + l
n =1, 2, 3, 4, …
Un orbital está determinado por el valor de los números cuánticos (n, l, ml)
Número cuántico principal, n
Cuantiza la energía total del electrón Número cuántico secundario, l
Cuantiza el módulo del momento angular del electrón Número cuántico magnético, ml
Cuantiza la orientación del momento angular del electrón
l = 0, 1,2, … (n-1)
Los números cuánticos
El cuarto número cuántico
• En 1928, se descubre que un electrón posee un momento angular o spin.
• En un campo magnético, el eje de rotación tiene sólo dos posibles orientaciones.
• Nueva definición de SPIN. Propiedad intrínseca de los electrones
MomentoMagnético
Direccióndel campomagnético
N
S
Nº cuántico de spin:ms = ½
MomentoMagnético
Direccióndel campomagnético
S
N
ms = -½