ÁTOMO..su historia y su estudio

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1 ÁTOMO.su historia y su estudio

2 LOS GRIEGOS Y SU APORTE 2000 años antes de Cristo, la civilización griega representada por varios filósofos, ya se preguntaban acerca de qué estaba formado el universo?... qué era la materia?..., entre otras muchas interrogantes. Los griegos Leucipo y Demócrito, plantean que la materia está formada por partículas indivisibles, invisibles e inmutables

3 ÁTOMO: palabra griega que significa sin división Los griegos proponen este concepto para referirse a la mínima unidad que integra o forma a todo tipo de materia Ellos teorizaron sobre la estructura de la materia Para algunos científicos esta propuesta no es más que especulación filosófica, pues no fue comprobada. Sólo es teoría..

4 EL ÁTOMO EN LA ERA MODERNA Con la llegada del siglo XVIII, se produjeron enormes avances en el mundo del conocimiento, sobre todo el del mundo científico.. La utilización del Método científico en la investigación, sin duda, fue la llave que abrió el camino a nuevos descubrimientos

5 JOHN DALTON: su aporte en el estudio del átomo Este científico inglés retoma las ideas de los griegos y las somete a una comprobación científica.. Experimenta y comprueba que la materia es discontinua. Está formada por átomos Sus conclusiones las podemos encontrar en los postulados de su Teoría atómica

6 TEORÍA ATÓMICA DE DALTON (1808) Toda la materia está formada por ÁTOMOS. Los átomos son partículas indivisibles e invisibles. Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa. Los átomos que forman los compuestos son de dos o más clases diferentes. Los átomos que forman los compuestos están en una relación de números enteros y sencillos. Los cambios químicos ( reacción química) corresponden a una combinación, separación o d i t d át

7 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA Evidencias experimentales de conductividad eléctrica de soluciones. Descubrimiento de la electricidad, científicos como: B. Franklin, M. Faraday, etc. Evidencias de la electricidad estática. Llevaron a numerosos científicos a investigar la naturaleza de estos fenómenos eléctricos.

8 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS A mediados del siglo XIX, los investigadores estudiaron los efectos originados por el paso de una descarga eléctrica entre gases encerrados en tubos, a bajas presiones. (Tubos de Descarga o Tubo de Crookes). Se descubren así los Rayos Catódicos. William Crookes: científico que construyó este dispositivo llamado Tubo de Descarga.

9 RAYOS CATÓDICOS Se descubren al provocar una descarga eléctrica en un Tubo de descarga. Al hacer vacío se observó un haz de luz (luminosidad) que viaja desde el cátodo hacia el ánodo. En 1897, Sir Joseph J. Thomson, físico inglés, estudia la naturaleza de ellos y concluye que están formados por partículas de carga negativa: los electrones

10 ESQUEMA DE TUBO DE RAYOS CATÓDICOS

11 RAYOS CANALES El científico Eugene Goldstein experimentó también con Tubos de descarga y descubrió unos rayos que se movían alejándose del electrodo positivo (ánodo). Se comprobó que estos rayos estaban formados por partículas positivas y que su masa dependía del gas encerrado en el tubo. Se determinó que estas partículas también eran parte del átomo. Se los

12 ESQUEMA DE TUBO DE RAYOS CANALES

13 MODELO ATÓMICO DE J.J. THOMSON J.J. Thomson fue el primero en proponer un modelo estructural interno del átomo. si los átomos contienen partículas negativas, los electrones, y la materia se presenta con neutralidad de carga, entonces deberían existir partículas positivas. Postula que el átomo debe ser una esfera compacta positiva en la cual se encontrarían incrustados los electrones en distintos lugares, de manera que la cantidad de carga negativa y carga positiva es igual.

14 ÁTOMO DE THOMSON

15 QUÉ ES UN MODELO CIENTÍFICO? Es una imagen mental que nos permite comprender algo que no podemos ver ni vivenciar directamente. Un buen modelo atómico nos ayudará a explicar las características y el comportamiento de los átomos.

16 RADIACTIVIDAD Propiedad descubierta por el científico Henri Becquerel. Propiedad de algunos átomos de emitir partículas radiactivas (partículas alfa, beta y gamma). Al producir estas radiaciones, los átomos se van transformando o desintegrando. Esta propiedad puede ser natural o inducida.

17 EL CIENTÍFICO ERNEST RUTHERFORD Y LA RADIACTIVIDAD El descubrimiento de esta propiedad sirvió al investigador neozelandés Rutherford para realizar experimentos que lo llevaron a proponer un nuevo Modelo atómico.

18 EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

19 RESULTADOS DE ESTE EXPERIMENTO

20 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD A partir de las observaciones y datos recopilados de su experimentación, Rutherford concluyó que el átomo presentaba un centro positivo, puesto que cuando se acercaban las partículas alfa a él, éstas eran desviadas de su trayectoria y cuando impactaban directamente a este centro rebotaban por efecto de la repulsión. (fig. 4)

21 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD El átomo está formado por un centro positivo llamado NÚCLEO ATÓMICO: en donde se encuentran las cargas positivas o protones. Y por LA CORTEZA O ENVOLTURA ATÓMICA: en donde se mueven las cargas negativas o electrones. Este modelo atómico se conoce como modelo nuclear de Rutherford

22 Consecuencia del modelo atómico de Rutherford

23 Limitaciones del modelo de Rutherford Tal como se observa en la figura anterior, Rutherford señaló que los electrones se movían alrededor del núcleo del átomo (no fijó la trayectoria que seguirían). La Física clásica postula que cuando una partícula como el electrón, cargada y acelerada, gira en torno al núcleo (de carga positiva), debiera emitir energía y terminaría por caer dentro del núcleo, describiendo una espiral. De acuerdo a estos planteamientos el átomo propuesto resultaba ser un sistema inestable. Es así como nuevos descubrimientos y experimentos ayudarían a perfeccionar el Modelo de átomo.

24 Descubrimiento del neutrón Para explicar la estabilidad del núcleo atómico, Rutherford supuso la existencia de otra partícula subatómica, aunque no lo demostró. Es en el año 1932 que el científico inglés James Chadwick, demuestra experimentalmente, la existencia de partículas subatómicas eléctricamente neutras, a las que llamó neutrones. Los neutrones se ubican en el núcleo del átomo, tienen una masa similar a la del protón y carga eléctrica cero o neutra.

25 De la física clásica a la física cuántica Muchos descubrimientos relacionados con los modelos atómicos se deben al trabajo de la Ciencia Física. Es así como notables físicos : M. Planck, A. Einstein, N. Bohr, L. De Broglie, E. Schrodinger, contribuyeron a la elaboración de un nuevo Modelo de átomo.

26 Modelo atómico de Niels Bohr El descubrimiento de fenómenos como: la radiación de cuerpo oscuro, el efecto fotoeléctrico, los espectros de emisión y absorción; no se podían explicar por la Física Clásica. El modelo atómico de Rutherford era insuficiente para explicar estos descubrimientos. Para explicar y entender dichos fenómenos surge un nuevo Modelo de átomo: propuesto por Niels Bohr.

27 Postulados del Modelo atómico de Bohr Los electrones se mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo atómico. Solo estarían permitidas órbitas con ciertos radios, correspondientes a energías definidas por los electrones de un átomo. Cuando un electrón gira en un nivel de energía determinado, no emite ni absorbe energía, sino que presenta un estado estacionario, conocido como estado fundamental o basal Cuando un átomo absorbe energía, el electrón salta a un nivel u órbita más externo (estado excitado); por el contrario, si el electrón regresa a un nivel interno, emite energía (estado relajado).

28 Explicación De los postulados Bohr deduce que la energía está cuantizada; a nivel electrónico la energía no es una variable continua, como lo son en el mundo macroscópico las formas de energía conocidas. Para este modelo los electrones giran en órbitas circulares, ocupando la de menor energía posible, es decir, la más cercana al núcleo.

29 Limitaciones del modelo atómico de Bohr Logra explicar exitosamente el comportamiento del átomo de hidrógeno (el más simple de todos los átomos Z = 1; 1 protón y 1 electrón), pero no los espectros atómicos de otros átomos. Describe al electrón como partícula pequeña y no aclara su comportamiento como onda

30 La Naturaleza Dual del Electrón En 1924 el científico Louis de Broglie (premio Nobel de Física 1929), plantea que si las ondas luminosas se pueden comportar como un rayo de partículas, es posible que los electrones posean propiedades ondulatorias En su tesis doctoral señala que una corriente de electrones (debido a que su masa es infinitamente pequeña) muestra el mismo comportamiento ondulatorio que la radiación electromagnética

31 MECÁNICA CUÁNTICA Teoría o modelo atómico basado en los trabajos de los científicos : De Broglie, Heisenberg, Schrodinger, entre otros. En este modelo el electrón es el actor principal Se descubre que el electrón tiene un comportamiento Dual de corpúsculo y onda, pues posee masa y se mueve a velocidades elevadas. Al comportarse el electrón como una onda, es imposible conocer en forma simultánea su posición exacta y su velocidad; por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrar un electrón en cierto momento y en una región dada del átomo.

32 Principio de incertidumbre Fué planteado por Werner Heisenberg, en Debido al comportamiento de los electrones: sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, la velocidad y la energía de un electrón, en forma simultánea.

33 Aporte de Erwin Schrodinger En 1927 este físico austriaco, a partir de sus estudios matemáticos y considerando las conclusiones de De Broglie, establece una Ecuación Matemática que al ser resuelta nos permite obtener información sobre el comportamiento del electrón en un átomo. Schrodinger consideró que la trayectoria definida del electrón, según Bohr, debe sustituirse por la probabilidad de hallarlo en una zona dada del espacio atómico.

34 Orbitales atómicos Concepto introducido por el modelo mecano cuántico. Zona o región del espacio en torno al núcleo atómico, donde existe una alta probabilidad de encontrar a los electrones

35 Números Cuánticos Derivan de la solución matemática de la ecuación de onda de Schrodinger. Permiten representar los orbitales atómicos y describir el comportamiento de los electrones. Existen cuatro números cuánticos: principal, secundario, magnético y espín.

36 Número cuántico principal Se representa con la letra n Corresponde a los niveles de energía ocupados por los electrones. Tiene valores teóricos que van de n=1 hasta el infinito. Siendo n=1 el nivel más cercano al núcleo. Para describir a los átomos de los elementos conocidos (que están el la Tabla Periódica) nos bastan los niveles: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8

37 Número Cuántico Secundario Se representa con la letra l Corresponde a los subniveles energéticos ocupados por los electrones Es también conocido como número cuántico de momento angular o azimutal. Nos da información sobre la forma del orbital. Tiene valores teóricos que van desde 0 (cero) hasta (n 1). En la práctica los subniveles son: 0 para orbitales s; 1 para orbitales p; 2 para orbitales d y 3 para orbitales f

38 Número Cuántico Magnético Se representa con la letra m. Nos informa sobre la orientación del orbital en el espacio. Los valores numéricos dependen del l (número secundario). Sus valores van desde +l a l pasando por cero. Por ejemplo si l = 1 (subnivel p) ; m tendrá valores +1, 0, - 1, es decir tiene tres orbitales (cada valor de m corresponde a un orbital)

39 Número Cuántico de Espín Se representa con la letra s Corresponde al giro del electrón sobre su propio eje, el cual puede tener dos sentidos: en la dirección de los punteros del reloj y en el sentido inverso. Este número cuántico puede tomar sólo los valores +1/2 o 1/2. Este número cuántico no deriva de la ecuación de Schrodinger, sino que se introdujo para que la teoría fuera consistente con la experiencia. El número cuántico de espín fue descubierto en 1925 por los científicos Uhlenbeck y Goudsmit.

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