Mundo Atómico. Profesor: Robinson Pino H.

Transcripción

1 Mundo Atómico Profesor: Robinson Pino H. 1 ÁTOMO En el siglo V a.c., el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles a las que llamó átomos ( sin división ). 2 1

2 LOS ÁTOMOS DE DALTON Dalton publicó su teoría atómica, en la que postuló que: Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades. Para Dalton eran esferas macizas. 3 LOS ÁTOMOS DE DALTON Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos. En particular, sus masas son diferentes. Los átomos son indestructibles y mantienen su identidad en los cambios químicos. 4 2

3 MODELO ATÓMICO DE THOMSON Joseph Thomson cambió dramáticamente la visión moderna del átomo con el descubrimiento del electrón. Thomson propuso que el átomo estaba formado por un conjunto de electrones incrustados en una masa esférica de densidad uniforme y carga positiva, de manera que el conjunto era neutro y estable. 5 EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Ernest Rutherford ejecutó una serie de experimentos con partículas α radiactivas.la experiencia más importante consistió en bombardear una finísima lámina de oro con estas partículas. Las partículas α atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. 6 3

4 EXPERIMENTO DE RUTHERFORD El resultado del experimento fue sorprendente: algunas partículas atravesaban la lámina sin desviarse o eran desviadas en pequeños ángulos. Otras eran dispersadas en ángulos bastante grandes, incluso en 180º. Rutherford dedujo que dentro del átomo tendría que haber un objeto con carga positiva y con la masa suficiente para que las pesadas partículas α no lo hicieran a un lado. Había descubierto el núcleo atómico. 7 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Rutherford propuso que el átomo consistía en un pequeño y denso núcleo de partículas cargadas positivamente en el centro (o núcleo), rodeado por un remolino de electrones. Es neutro, porque el número de electrones es igual al de protones. 8 4

5 LIMITACIONES AL MODELO DE RUTHERFORD Toda partícula acelerada, como es el caso del electrón cuando gira describiendo una órbita, emite energía en forma de radiación electromagnética. En consecuencia, el electrón pierde energía en forma continua, provocando un movimiento cada vez más veloz y a distancias del núcleo cada vez más cortas, hasta que finalmente termina precipitándose en el núcleo (catástrofe atómica). 9 POSTULADOS DE PLANCK La materia está formada por partículas que oscilan, emitiendo energía en forma de radiación electromagnética. La energía que emiten estas partículas no puede tener cualquier valor, sino tan sólo algunos valores que son múltiplos de una cantidad discreta de energía (paquetes de energía), llamada cuanto. El valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida. Ecuanto = h f E cuanto = un cuanto de energía. f = frecuencia de la radiación emitida. h = constante de Planck, cuyo valor es 6,63*10-34 (J s) 10 5

6 MODELO ATÓMICO DE BOHR Niels Bohr propone un nuevo modelo atómico, en el que se mantiene la estructura planetaria propuesta por Rutherford, pero se utilizan los principios cuánticos sobre la emisión de energía, introduciendo una serie de condiciones sobre el comportamiento del electrón. Para realizar su modelo, utiliza el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo y girando a su alrededor un electrón. 11 MODELO ATÓMICO DE BOHR El electrón se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo, llamadas órbitas electrónicas. Cada una de éstas, corresponde a un nivel de energía permitido, es decir, la energía del electrón dentro del átomo está cuantificada. El átomo tiene siete órbitas. Mientras más cercano esté el electrón al núcleo, menos cuantos de energía necesita para describir esa órbita. 12 6

7 MODELO ATÓMICO DE BOHR Los niveles de energía permitidos al electrón son aquellos en los que su momento angular (L = m v r ) es un múltiplo entero de h/2. Donde: m = masa V = velocidad del electrón r = radio de la órbita h = constante de Planck 13 INTERPRETACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS Mientras el electrón permanece en una de estas órbitas permitidas, no se emite energía. Cuando el electrón baja de un nivel energético mayor a uno menor, libera energía en forma de luz. Cuando el electrón sube de nivel, absorbe energía. 14 7

8 INCERTEZA CLÁSICA Ninguna medición tiene precisión absoluta; hay incertidumbre asociada con cada medición. La incertidumbre surge por diversos motivos. Entre los más importantes, además de los errores, están la exactitud limitada de todo instrumento de medición y la incapacidad de interpretar una medida menor que la mínima proporcionada por el instrumento. Por ejemplo, si usara una regla para medir el ancho de un tablero en centímetros, podría decir que su resultado es exacto hasta 0.1 (cm), la mínima división de la regla. Luego, la incertidumbre estimada es ± 0.1(cm). 15 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG Principio que afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula, por ejemplo, un electrón. En forma similar, existe incertidumbre al medir la energía E de una partícula en un instante t. El principio afirma igualmente que si se determina con mayor precisión una de las cantidades se perderá precisión en la medida de la otra, y que el producto de ambas incertidumbres (posición y momento o energía y tiempo) nunca pueden ser menores que la constante de Planck. Así, este principio hace evidente que los sistemas cuánticos se expresen en términos de probabilidades. 16 8

9 SÍNTESIS DE LA CLASE La idea del átomo Se empieza a desarrollar En la Antigüedad Con Demócrito Se concretiza en Modelos atómicos Propuestos por Dalton Cambia con el desarrollo de la Física cuántica Que plantea un modelo Basado en probabilidades Thomson Rutherford Bohr De acuerdo con Principio de incertidumbre 17 9