2. Teoría atómica
A través de la historia se planearon diferentes concepciones filosóficas y
teorías científicas para poder explicar las propiedades del mundo material
3. Concepciones Filosóficas
Los continuistasLos atomistas
1) Todo está hecho de átomos
Leucipo: la materia es
discontinua, y estaría formada
por partículas indivisibles e
invisibles.
Demócrito: discípulo de Leucipo,
bautizó las partículas indivisibles
llamándolo átomos.
2) La materia es discontinua.
1) pensaban que los átomos no existían
2) No hay límite para dividir la materia
«Si no pueden verse, entonces no existen»
4.
5. El filósofo griego Leucipo afirmaba que la materia es discontinua porque estaría
formada por partículas discretas indivisibles llamadas átomos (en griego “átomo”
significa indivisible), que seria el limite de división de la materia.
sostenía que el elemento último de la realidad es el átomo, partícula eterna,
indivisible, invisible y homogénea
6. En resumen, en la teoría atomista se hacían las siguientes consideraciones:
Si se divide un trozo de materia en partes cada vez más pequeñas, se
acabará encontrando una porción que no se pueda seguir dividiendo.
Las propiedades de la materia varían según la forma en que se agrupen
los átomos.
Los átomos no pueden verse por que son muy pequeños.
Así pues en la teoría atomista, que es también mecanicista, los átomos son:
Partículas materiales indestructibles
Desprovistas de cualidades
Se distinguen entre si por su forma y dimensión
7. Empédocles, contemporáneo de Demócrito, quien sostenía que todos los materiales
están compuestos por cuatro “elementos” : tierra, aire, fuego y agua; Aristóteles (300
años a.c.), discípulo de Empédocles, describió los 4 elementos como la combinación
de propiedades fundamentales de la materia: sequedad, humedad, calor y frio.
Unos veinte siglos después (1661), el físico y químico ingles Robert Boyle en su libro
“el Químico Escéptico”, acepto la existencia del átomo
8. Isaac Newton, en su obra conocida como “Principia” (1867) señala que «las
partes más pequeñas de los cuerpos tienen extensión, son duras e
impenetrables, se mueven y están dotadas de inercia propia», también acepto
la teoría atomista de la materia.
9. Diferentes hechos experimentales motivaron a la formulación de diferentes
modelos atómicos por parte de los científicos en su intento de explicar la
naturaleza y composición de la materia.
Concepciones científicas acerca del átomo
10. John Dalton estaba fascinado por el
rompecabezas de los elementos. A
principios del siglo XIX estudió la
forma en que los diversos
elementos se combinan entre sí
para formar compuestos químicos
John Dalton (1766-1844).- Nació en Cumberland,
Inglaterra. Estudió inicialmente en una escuela rural y su
progreso fue tan rápido que a la edad de doce años se
convirtió en maestro de la escuela. En 1793 se trasladó
a Manchester y allí se estableció para el resto de su
vida, primero como profesor en el New College y más
tarde como tutor privado. Dalton nunca se casó y
siempre vivió de una forma sencilla y humilde, incluso
cuando alcanzó fama.
11. Teoría atómica de Dalton
1. La materia está compuesta por partículas diminutas, indivisibles e
indestructibles llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (es decir, con
igual masa y propiedades).
3. Los átomos de diferentes elementos tienen masas y propiedades
distintas.
4. Los átomos permanecen sin división, incluso cuando se combinan en
reacciones químicas.
12. 6. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones
distintas y formar más de un compuesto.
5. Los átomos, al combinarse para formar compuestos (lo que hoy
llamamos moléculas) mantienen relaciones simples.
13. La imagen del átomo expuesta por
Dalton en su, teoría atómica, para
explicar estas leyes, es la de
minúsculas partículas esféricas,
indivisibles e inmutables, iguales
entre sí en cada elemento químico.
7. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más
elementos distintos. En las reacciones químicas los átomos se intercambian
de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni
se transforma en un átomo de otro elemento.
Modelo atómico de Dalton
14. A mediados del siglo XIX, los científicos comenzaron a estudiar las descargas
eléctricas a través de tubos parcialmente evacuados (tubos a los que se les había
extraído por bombeo casi todo el aire). Un alto voltaje produce radiación dentro del
tubo.
Esta radiación recibió el nombre de rayos catódicos porque se originaba en el
electrodo negativo, o cátodo. Aunque los rayos en sí son invisibles, su movimiento
puede detectarse porque hacen que ciertos materiales, incluido el vidrio, despidan
rayos de luz fluorescente.
15. En la ausencia de campos magnéticos o eléctricos, los rayos catódicos
viajan en línea recta. Sin embargo, los campos magnéticos y eléctricos
"doblan" los rayos, es decir, los desvían tal como se esperaría que lo hicieran
partículas con carga negativa. Más aún, una placa metálica expuesta a rayos
catódicos adquiere una carga negativa. Estas observaciones de las
propiedades de los rayos catódicos sugirieron a los científicos que la
radiación consiste en una corriente de partículas con carga negativa, que
ahora llamamos electrones.
Además, se descubrió que los rayos catódicos emitidos por cátodos de diferentes
materiales eran iguales. Todas estas observaciones dieron pie a la conclusión de que
los electrones son un componente fundamental de la materia
16. Sir Joseph John Thomson (1856-1940).- Hijo de un
librero, nació el 18 de diciembre de 1856 cerca de
Manchester, Lancashire. Con catorce años ingresó
en Owens Collage (hoy parte de la Universidad de
Manchester). En 1906, obtuvo el Premio Nobel de
Física por sus trabajos sobre la conducción de la
electricidad a través de los gases.
La identificación por J.J. Thomson de unas partículas
subatómicas cargadas negativamente, los electrones, a
través del estudio de los rayos catódicos
1. Se le considera el descubridor del electrón por sus experimentos con el
flujo de partículas (electrones) que componen los rayos catódicos.
2. Teórico y habilísimo experimentador, estudió a fondo dichos rayos
catódicos. Después de haber demostrado claramente su naturaleza
corpuscular, demostró asimismo, que tales partículas están cargadas
negativamente.
Teoría atómica de Thomson
17. 3. En 1897, con un célebre experimento, calculó la relación entre la carga
eléctrica y la masa de un electrón empleando un tubo de rayos catódicos.
Determinó que la relación es de 1.76 x 108 culombios por gramo (el
culombio, C, es la unidad SI de carga eléctrica).
Sobre la base de estos resultados
propuso, en 1904, un modelo
atómico conocido como modelo del
pudín de ciruelas, según el cual los
electrones eran como 'ciruelas'
negativas incrustadas en un 'pudín'
de materia positiva.
Modelo atómico de Thomson
18. Sir Ernest Rutherford (1871-1937).- Nació el 30 de
agosto de 1871, en Nelson, Nueva Zelanda. Hijo de un
granjero, fue el cuarto de once hermanos. Tras
licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda),
se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para
trabajar como ayudante de J.J. Thomson. Recibió el
Premio Nobel de Química de 1908 en reconocimiento
a sus investigaciones relativas a la desintegración de
los elementos.
Su contribución más importante a la física fueron sus estudios sobre la dispersión
de los rayos alfa producida al bombardear con ellos láminas delgadas de metales.
Esta investigación le condujo, en 1911, a un nuevo modelo atómico, según el cual
prácticamente toda la masa del átomo y toda su carga positiva están
concentradas en un pequeñísimo espacio central, el núcleo atómico.
Por sus trabajos en el campo de la física atómica está considerado como
uno de los padres de esta disciplina. Tras el descubrimiento de la radiactividad en
1896 por Henri Becquerel, estudió las emisiones radioactivas e identificó sus tres
componentes principales a los que denominó rayos alfa, beta y gamma
19. Los experimentos de Ernest Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la
naturaleza del átomo bombardeando una fina lámina de oro con partículas alfa
(núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo.
Observaban, mediante una pantalla
fluorescente, en qué medida eran
dispersadas las partículas. La mayoría de
ellas atravesaba la lámina metálica sin
cambiar de dirección; sin embargo, unas
pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos
pequeños
20. Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo
cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro, así demostró
que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su
mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo
21. Teoría atómica de Rutherford
1. El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza
2. El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se
encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo
3. La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las
dimensiones del núcleo.
4. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre
cargas de signo contrario.
22. Según Rutherford, el átomo es un sistema dinámico, con un núcleo de carga positiva
y los electrones girando alrededor siguiendo trayectorias circulares y concéntricas a
una gran velocidad, de tal modo que se neutralice la fuerza de atracción eléctrica
que ejerce el núcleo; por lo tanto los electrones estarían girando alrededor en
estado de equilibrio.
Modelo atómico de Rutherford
23. Según la física clásica (electrodinámica clásica), una partícula electrizada o
cargada eléctricamente que se mueve con velocidad variable (con aceleración)
emite o pierde energía constantemente en forma de ondas electromagnéticas).
Por lo tanto el electrón que es una partícula con carga negativa y viaja con
aceleración angular debido a que describe trayectoria circular, debe
constantemente perder energía y acercarse poco a poco al núcleo siguiendo una
trayectoria en espiral y finalmente caer al núcleo, o sea hasta la autodestrucción o
colapsamiento del átomo, lo cual nunca ocurre.
Error en el Modelo de Rutherford
Por lo tanto la física clásica no servía para explicar
fenómenos atómicos y era necesario una nueva física
en base a nuevos principios y leyes para las partículas
su microscópicas como átomos, moléculas y partículas
subatómicas, que hoy en día se llama mecánica
cuántica (relativista y no relativista)
24. Entre 1911 y 1913 existió gran incertidumbre acerca de la estructura
atómica. Se había descartado el modelo de J.J.Thomson porque no pudo
explicar la desviación de los rayos alfa; el modelo de Rutherford estaba de
acuerdo con los experimentos de desviación de partículas alfa, pero éste,
además de ser inestable (porque el electrón perdía energía en forma de
radiación electromagnética), no podía explicar la naturaleza de los espectros
de emisión y absorción atómica.
25. Niels Bohr (1885-1962).- Nació en
Copenhague (Dinamarca). Cursó
estudios en la universidad de su
ciudad natal, doctorándose en 1911.
En 1913 se publico el llamado "modelo atómico de Bohr", resultado
de la combinación del modelo atómico del propio Rutherford y de
los postulados de la teoría de los cuantos de M. Planck. Este modelo
atómico le valió el Premio Nobel de Física en 1922.
26. En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las
consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica de
Max Planck.
Según la teoría cuántica de Planck:
«la absorción y emisión de energía tiene lugar en forma de
fotones o cuantos»
Bohr usó esta misma idea para aplicarla
al átomo; es decir, el proceso de emisión o
absorción de radiación por un átomo solo
puede realizarse en forma discontinua,
mediante los fotones o cuantos que se
generen por saltos electrónicos de un
estado cuantizado de energía a otro.
27. El Fotón es aquella partícula de luz que se propaga en el vacío para
simbolizar al fotón se emplea la letra griega gamma .
Cuanto de Luz o Fotón (luz)
La luz se define como el medio
de transporte de energía a
través del espacio. La luz es un
componente fundamental del
universo y por tanto de nuestra
vida cotidiana.
28. El fotón es la partícula responsable de las manifestaciones cuánticas del
fenómeno electromagnético, porque es portadora de todas aquellas formas
de radiación electromagnética, entre las que se incluyen los rayos gamma,
los rayos x, la luz ultravioleta, la luz infrarroja, las ondas de radio, las
microondas, entre otras.
Entre sus principales características o propiedades físicas se cuentan: que
no posee masa así como tampoco carga eléctrica y que no se desintegra
de manera espontánea en el vacío.
29. En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible
procedente del sol puede descomponerse en sus diferentes colores
mediante un prisma, a lo que llamo espectro.
Espectros electromagnéticos
30. Referido a un objeto se denomina espectro electromagnético o
simplemente espectro a la radiación electromagnética que emite
(espectro de emisión) o absorbe (espectro de absorción) una
sustancia
32. Se puede obtener mucha información acerca de las propiedades físicas de un objeto
a través del estudio de su espectro electromagnético, ya sea por la luz emitida
(radiación de cuerpo negro) o absorbida por él.
33. El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de
frecuencias de las ondas electromagnéticas emitidas por átomos de
ese elemento, en estado gaseoso, cuando se le comunica energía.
El espectro de emisión de cada elemento es único y puede ser usado
para determinar si ese elemento es parte de un compuesto
desconocido.
34. Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo
desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas
hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje,
emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro:
En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del
hidrógeno. Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había
elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los
cuantos).
35. 1. Estabilidad del Electrón: Un electrón en un átomo se mueve en una
órbita circular alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción
coulómbica entre el electrón y el núcleo, obedeciendo las leyes de la
mecánica clásica.
Las únicas fuerzas que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción
eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza
centrífuga.
El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos
para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus
espectros de emisión y absorción.
2. Orbitas o niveles permitidos: En lugar de la infinidad de órbitas posibles
en la mecánica clásica, para un electrón solo es posible moverse en una
órbita para la cual el momento angular L es un múltiplo entero de la
constante de Planck h.
36. 3. Niveles Estacionarios de Energía: Un electrón que se mueva en una de
esas órbitas permitidas no irradia energía electromagnética, aunque está
siendo acelerado constantemente por las fuerzas atractivas al núcleo. Por
ello, su energía total E permanece constante.
4. Emisión y Absorción de Energía: Si un electrón que inicialmente se
mueve en una órbita de energía Ei cambia discontinuamente su
movimiento de forma que pasa a otra órbita de energía Ef se emite o
absorbe energía electromagnética para compensar el cambio de la
energía total. La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef)
dividida por la constante de Planck h.
37. 1. El átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos,
estableciendo así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas
de radios determinados.
2. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la
energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción
electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
3. El electrón solo puede tomar así los valores de energía
correspondientes a esas órbitas.
Teoría atómica de Bohr
38. 4. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de
menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una
absorción de energía electromagnética (fotones de luz).
Los saltos de los electrones entre las orbitas justificaban las líneas
del espectro de hidrogeno
