PARTÍCULAS DEL ÁTOMO MODELOS ATÓMICOS. TEMA 7 Pág. 155 libro nuevo

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1 PARTÍCULAS DEL ÁTOMO MODELOS ATÓMICOS TEMA 7 Pág. 155 libro nuevo

2 DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

3 En la antigua Grecia ya había dos teorías sobre la materia: Teoría Atomística (siglo IV a. de C.): Defendida por Leucipo y Demócrito, que decían que la materia estaba formada por partículas discontinuas e indivisibles (átomo) Teoría Filosófica (V a. C.): Empédocles y Aristóteles (III a. C.): que decían que la materia estaba formada por la combinación de 4 elementos (aire, agua, tierra y fuego). Aristóteles añadió un quinto elemento, el éter.

4 Teoría de Dalton En 1808, Dalton retomó las ideas de Demócrito y dio una teoría sobre el átomo en cuatro postulados: La materia está constituida por unas partículas indivisibles, denominadas átomos Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y propiedades Los compuestos (moléculas) están formadas por la unión de átomos diferentes (de elementos distintos) en una relación numérica sencilla Ver libro, pág. 156.

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6 ELECTRÓN Pág. 156 L. nuevo Descubrimiento del electrón En el físico Thomson introdujo un gas en un tubo de descarga, a muy baja presión haciendo para ello un vacío casi total. El tubo de descarga presentaba dos electrodos; un polo positivo (ánodo) y otro negativo (cátodo) Conectó los electrodos a una diferencia de potencial muy elevada y se produjo la descarga observándose una luz (rayos catódicos) Asimismo, sometió los rayos a campos magnético observando su desviación. Esto significa que no es luz, sino una carga en movimiento Finalmente, al someterlos a campos eléctricos observó una desviación hacia el polo positivo (ánodo) De esta forma Thomson llego a la conclusión: los rayos catódicos no son tales rayos sino partículas, en movimiento, cargadas negativamente y se les dio el nombre de electrón

7 ELECTRÓN PARTÍCULAS DEL ÁTOMO

8 ELECTRÓN Rayos catódicos (

9 ELECTRÓN Pág. 156 L. nuevo // 138 L. viejo Características del electrón Los electrones son partículas de carga negativa y de muy poca masa que constituyen los rayos catódicos Se puede simbolizar como e - Su carga negativa es de -1, C (Coulombs) Su masa es de 9, kg

10 Modelo atómico de Thomson Thomson, en 1.904, después de haber descubierto el electrón, considera que en el átomo debe haber dos tipos de carga, la negativa del electrón y otra positiva. Enuncia el siguiente modelo: el átomo es una esfera maciza de carga positiva con partículas negativas (electrones) distribuidas en tal número que contrarreste la carga positiva Esta teoría aporta una visión estática (los electrones no se mueven) y no nuclear (no existe núcleo) del átomo, que según esta teoría se considera uniforme (homogéneo) En su modelo no se hablaba de protones sino de una esfera maciza con carga positiva

11 Modelo atómico de Thomson

12 PROTÓN Pág. 156 L. nuevo // 138 L. viejo Descubrimiento del protón Tras el hallazgo de los rayos catódicos, el físico E. Goldstein observa la aparición de rayos canales en un tubo de descarga con el cátodo perforado (con canales) Estos rayos canales estarían formados por partículas de signo positivo, al tener una tendencia a distanciarse del ánodo (polo positivo), llamadas protones

13 PROTÓN Polo +

14 PROTÓN Pág. 156 L. nuevo A la vista de los experimentos, se concluyó que los protones serían partículas con carga positiva y masa muy superior a la de los electrones Símbolo; p + Su carga positiva es de +1, C (igual en valor absoluto y de signo contrario a la del electrón) Su masa es de 1, kg (1.837 veces superior a la de los electrones) En realidad los protones estarían formados por partículas más pequeñas llamadas quarks, combinadas entre sí

15 Modelo atómico de Rutherford Experimento de Rutherford En 1911, Rutherford realiza un experimento con un elemento radiactivo que emite radiaciones α (con carga positiva) Hace incidir las radiaciones α sobre una lámina muy fina de oro, recogiendo posteriormente las radiaciones (después de atravesar la lámina de oro) sobre una pantalla fluorescente de ZnS. Rutherford esperaba que las partículas α atravesarían la lámina de oro sin sufrir desviación significativa en su trayectoria, asumiendo que los átomos son uniformes y homogéneos como establecía la Teoría de Thomson

16 PARTÍCULAS DEL ÁTOMO MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

17 Modelo atómico de Rutherford Sin embargo, el resultado fue muy distinto al esperado La mayor parte de las radiaciones atraviesan la lámina sin desviarse (99.9%) no colisionan con el núcleo Un porcentaje muy pequeño (0,1%) de las radiaciones se desvían considerablemente rozan el núcleo Una de cada , aproximadamente, es rebotada al chocar con la lámina chocan con el núcleo

18 Modelo atómico de Rutherford En función de estas premisas elaboró su Modelo: El átomo contiene un núcleo central unas veces más pequeño que el átomo En el núcleo se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo Los electrones se encuentran en la corteza, que ocupa casi todo el volumen del átomo, girando alrededor del núcleo en órbitas

19 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

20 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD RESULTADO ESPERADO RESULTADO OBSERVADO

21 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

22 NEUTRÓN Pág. 157 L. nuevo // 139 L. viejo Descubierto por J. Chadwick en 1932 al someter una muestra de Be a la acción de partículas α Se puede definir como partícula subatómica sin carga eléctrica (eléctricamente neutra) y con masa similar a la del protón Símbolo; n 0 Carga eléctrica; 0 Masa; 1, kg (muy similar a la del protón, aunque ligeramente superior) También esta compuesto por partículas llamadas quarks combinadas entre sí

23 Pág. 157 L. nuevo MAGNITUDES ATÓMICAS. REPASO

24 MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso NÚMERO ATÓMICO (Z) Es el número de protones que tiene un átomo en su núcleo (Z = protones) En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones. En este caso, Z, también coincide con el número de electrones. Indica la posición del elemento en la tabla periódica

25 MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso NÚMERO MÁSICO (A) Indica la masa que tiene un átomo. Es igual a la suma del número de protones y el número de neutrones (A = nº protones + nº neutrones). Dicho de otra forma, A = Z + n Número atómico y número másico se suelen representar junto con el símbolo del elemento de la siguiente forma: (A) (Z)

26 MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso ISÓTOPOS Son las distintas formas atómicas de un mismo elemento que difieren en su número másico (A) 2 átomos son isótopos cuando tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. Es decir, tienen el mismo Z (número atómico) y diferente A (número másico)

27 MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso ISÓTOPOS Ejemplo; Isótopos del Hidrógeno

28 Ejercicio En la notación del siguiente elemento, determina el número de protones, neutrones y electrones. +1

29 MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso Ejercicio En la notación del siguiente elemento, determina el número de protones, neutrones y electrones. +1 1

30 Pág. 159 L. nuevo MODELO ATÓMICO DE BOHR

31 MODELOS ATÓMICOS MODELO ATÓMICO DE BOHR En 1913, Bohr adaptó la teoría cuántica de Planck y los espectros atómicos al modelo atómico de Rutherford. De esta forma elabora un nuevo modelo atómico: Dentro de los átomos, los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares estacionarias (dentro de esa órbita se mueven sin emitir energía) La energía del electrón depende de la órbita en la que esté situado; cuanto más alejado del núcleo éste, mayor es su energía Los radios de las órbitas y energías de los electrones situados en ellas no pueden ser cualesquiera, sino solo ciertos valores muy concretos Los electrones pueden pasar de una órbita a otra ganando o perdiendo energía. Estos saltos explican la Hipótesis de Planck y los espectros discontinuos

32 MODELOS ATÓMICOS MODELO ATÓMICO DE BOHR

33 MODELOS ATÓMICOS MODELO ATÓMICO DE BOHR

34 Pág. 160 L. nuevo // 142 L. viejo MODELO ATÓMICO ACTUAL; MODELO MECANO CUÁNTICO

35 Modelo atómico actual Todas las modificaciones a las que fue sometido el modelo de Bohr resultaron insuficientes, siendo sustituido por un nuevo modelo; Modelo Atómico de Orbitales (Modelo de mecánica cuántica aplicada al átomo) Este modelo acoge los principios de la mecánica cuántica y está basado en los siguientes avances: Hipótesis de De Broglie Principio de Incertidumbre de Heisenberg Ecuación de Schrödinger.

36 Modelo atómico actual Hipótesis de De Broglie. Dualidad onda-corpúsculo Tradicionalmente la física asumía diferencias entre onda y partícula Por el contrario, De Broglie en su tesis doctoral propuso la existencia de ondas de materia, es decir que toda materia tenía una onda asociada a ella Consecuentemente los electrones, considerados partículas, también presentarían un comportamiento ondulatorio. Este hecho se demostró experimentalmente en En la actualidad, se asume que la luz puede poseer propiedades de partícula y propiedades ondulatorias, según los principios de mecánica cuántica

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38 Modelo atómico actual Ecuación de Schrödinger En 1926, Schrödinger estableció una ecuación de ondas para medir el carácter ondulatorio del electrón Supuso un gran avance para describir el comportamiento del electrón alrededor del núcleo, siguiendo los principios de la mecánica cuántica Principio de incertidumbre de Heisenberg Establece que es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad del electrón, y por tanto es imposible determinar su trayectoria. Cuanto mayor sea la exactitud con que se conozca la posición, mayor será el error en la velocidad, y viceversa Solamente es posible determinar la probabilidad de que el electrón se encuentre en una región determinada

39 Modelo atómico actual Todas estas ideas y principios dan forma al modelo atómico actual: El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo No es posible predecir exactamente, donde se encuentra el electrón, desechando la idea de órbitas definidas de Bohr Por el contrario, únicamente podemos calcular la región de espacio más probable en la que se encuentra el electrón (orbitales) Un orbital sería la región del espacio en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón

40 Modelo atómico actual El posterior estudio de los orbitales y la determinación de los número cuánticos permitió establecer otras conclusiones adicionales: En cada orbital no puede haber más de dos electrones Los orbitales se agrupan en 7 niveles energéticos. En cada nivel hay un número determinado de subniveles; s, p, d ó f, que se diferencian por su forma y orientación

41 Modelo atómico actual Distribución de orbitales y electrones (tabla pagina 160 libro) Nivel de Energía (n) Subnivel s s p s p d s p d f Nº de orbitales (orientaciones distintas) Denominación 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Nº máx. de e - por subnivel

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