inicios del estudio del atomo

EL ESTUDIO DEL ATOMO

Sus inicios

PROFESOR:HINOSTROZA

ELEMENTOS DE LA NATURALEZA

• Thales de Mileto: Agua.

• Anaxímenes: Aire.

• Heráclito: Fuego.• Jenofanes: Tierra

Unificación de los 4 elementos (s IV aC)

• Empedocles.• Aristóteles

Leucipo y Demócrito (s IV – V aC)

ATOMO ES LO INDIVISIBLE

Primera teoría atómica (1808)

• John Dalton, el iniciador del

estudio científico del átomo, el Padre de la

química.

Postulados de la Teoría de Dalton1. Todos los elementos

están constituidos por partículas discretas, invisibles, e indivisibles llamadas átomos.

2. Átomos de un mismo elemento son iguales.

3. Átomos de distintos elementos son diferentes en todo.

4. Los átomos no se destruyen ni en la reacción química más intensa, solo se reacomodan.

Tubo de Rayos catódicos. Joseph Thomson

• El electrón tiene carga negativa.• Relación Carga/masa = 1,76x108 C/g• El electrón tiene masa, pero muy pequeña• J.J. Thomson, descubridor del e-, 1897.

Experimento de la gota de aceite.Descubrimiento de la carga del electrón: Robert

Millikan

• Con un equilibrio de fuerzas en una gota suspendida de aceite determinó que toda carga eléctrica es múltiplo de la carga del e-, es decir 1,6x10-19 C

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Thomson define así su modelo de átomo:

Considera el átomo como una esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se incrustan los electrones los cuales vibran neutralizando la carga, es decir la carga neta es cero.

Modelo atómico de Thomson(1er modelo propiamente dicho,

1904)

Modelo atómico de Thomson(1er modelo propiamente dicho,

1904)Sus seguidores lo llamarán el BUDIN CON PASAS

Experimento de Ernest Rutherford

¡ Si el Modelo de Thomson es correcto, las partículas alfa (α) deben atravesar la lámina de pan de oro !

Modelo atómico de Rutherford, 1911

• El átomo es casi vacio con un núcleo central diminuto, que concentra la masa y positivo.

• Por cada 10 000 alfa que atraviesan una sola es rechazada, de ahí que

D átomo = 10000 D núcleo.

SISTEMA PLANETARIO EN MINIATURA

Error en el Modelo de Rutherford

  - Según la teoría de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir energía constantemente acercándose cada vez más al núcleo.

- No explica los Espectros atómicos.

Energía emitida por el electrón que colapsa en

el núcleo

UN BREVE PARENTESIS

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TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCKTEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK

La teoría cuántica se refiere a la energía:

E = h.E = h.

h: constante de Planck = 6.62x10−34 J·s : frecuencia de la radiación en hertz (s-1)

Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que LO HACE EN FORMA DE PAQUETES llamados cuantos (que Einstein llamaría fotones).

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ESPECTRO ELECTROMAGNETICO TOTAL

Espectro visible obtenido gracias a un prisma

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Espectro de emisión

ESPECTRO DE EMISIÓNESPECTRO DE EMISIÓN

Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda.

Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.

Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma

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Espectro atómico de absorciónEspectro atómico de absorción

Cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida.

Espectro de absorción

Espectro de absorción: se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las distintas frecuencias que la componen)

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Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida ,de un color, y viceversa

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CONTINUAMOS…

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MODELO ATÓMICO DE BOHR, 1913 (¿En qué se basó?)MODELO ATÓMICO DE BOHR, 1913 (¿En qué se basó?)

El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales.

La teoría de Maxwell echaba por tierra el sencillo planteamiento matemático del modelo de Rutherford.

El estudio de los espectros atómicos permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “” (longitud de onda) con cambios energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos.

La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino que estaba cuantizada en cantidades h.

Primer postulado: estabilidad del electrón.

• El electrón al moverse alrededor del núcleo en trayectoria circunferencial presenta aceleración centrípeta, para no ser atrapado por el núcleo debe tener una muy alta velocidad.

Segundo Postulado: orbitas o niveles permitidos del e-

rn = aon2

A mayor nivel, el radio aumenta

Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es

múltiplo entero de (h/2)

Momento angular: L = m.v.r

r:radio de la órbita; m: masa del electrón y v: velocidad que lleva el electrón

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Tercer postulado: ORBITAS O NIVELES ESTACIONARIOS DE ENERGIA

El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas o niveles

circunferenciales sin emitir ni absorber energía, es decir

mientras un electrón este en un determinado nivel no cambia su

energía llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS.

En = E1 /n2Donde E1 es una constante igual a

-13,6 eV 1eV = 1,6x10-19 J

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Niveles estacionarios de energía (calculados para el átomo de hidrógeno)

Niveles estacionarios de energía (calculados para el átomo de hidrógeno)

n = 1 E = −21.7610–19 J

n = 2 E = −5.4310–19 J

n = 3 E = −2.4210–19 J

Ene

rgía

n = 4 E = −1.3610–19 Jn = 5 E = −0.8710–19 Jn = E = 0 J

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Cuarto Postulado: SALTOS O TRANSICIONES ELECTRONICAS

La energía es absorbida si salta de un menor nivel a un mayor nivel de energía, es energía liberada o emitida si salta de un mayor nivel a un menor nivel. Cada salto se absorbe un fotón cuya energía es:

Cambio energético: ∆E = h.= 13,6 (1/nc2 – 1/nl

2)

Un electrón podrá saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo la energía necesaria, que corresponde a la diferencia energética de las órbitas.

nc nivel cercano al núcleonl nivel lejano al núcleo

La constante 13,6 es para cálculos en electrón voltios eV

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La energía intercambiada por un electrón en un salto es de la forma de radiación electromagnética, que puede considerarse como fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación ():

El modelo atómico de Bohr explica satisfactoriamente el espectro del átomo de hidrógeno

Los espectros de absorción se originan cuando los electrones absorben la energía de los fotones y ascienden desde un nivel (ni) hasta otro de mayor energía (nj)

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Los espectros de emisión se deben a las radiaciones emitidas cuando un electrón “excitado” en un nivel alto (nj) desciende a otro nivel de energía inferior (ni)

•La conservación de la energía exige que la energía del fotón absorbido o emitido sea igual a la diferencia de energía de las órbitas entre las que se produce el salto del electrón

j iE En En h.

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• Serie Lyman hasta n=1: aparece en la zona ultravioleta del espectro.

• Serie Balmer hasta n=2: aparece en la zona visible del espectro.

• Serie Paschen n=3

• Serie Bracket

n=4

• Serie Pfund

n=5

Aparecen en la zona infrarroja del espectro

Efecto Zeeman y el Modelo de Sommerfeld

• Cuando se sometió a un campo magnético externo a una llama de sodio las líneas espectrales se desdoblaban. Esto no lo explico Bohr.

Modelo atómico de Sommerfeld, 1915

Plantea que también hay subniveles que los entiende como otras orbitas (elipticas)

Efecto Zeeman anómalo

• Las líneas divididas ante campos magnéticos muy intensos se dividen a un mas, se cayó el Modelo de Sommerfeld. Esto se explicará más adelante con el concepto de orbital.

La física clásica no es suficiente• Para el estudio del átomo y

como es el comportamiento surgió la física

mecanocuántica.1.Naturaleza dual onda

partícula.(1924)2.Incertidumbre de

Heisemberg.(1927)3.Estados cuantizados de

energía. (1928)

Modelo Atómico Actual o mecanocuánticoEc. de Erwin Schrodinger