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CLASE 10 Mención.
El mundo atómico I
•Modelos Atómicos
•Principio de Incertidumbre
• Reconocer los primeros modelos atómicos hasta los modelos
cuánticos.
• Reconocer el principio de incertidumbre
1. Modelos atómicos
1.1 El 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’).
Demócrito
1.2 Modelo de Dalton
Dalton publicó su teoría atómica, en la que postuló que:
• Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas
átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
•Todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos en su masa y demás
propiedades.
John 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.
Eugen Goldstein
En 1897, se descubrió la primera de las partículas subatómicas, por Joseph John
Thomson.
Demostró que ésta era aproximadamente mil veces más ligera que el hidrógeno.
Sus experimentos con rayos catódicos le condujeron al descubrimiento de los
electrones y de las partículas subatómicas.
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.
Joseph Thomson
Ernest Rutherford ejecutó una serie de experimentos con partículas α. La
experiencia más importante consistió en bombardear una finísima lámina de oro
con estas partículas la cuales finalmente eran recogidas sobre una pantalla de
sulfuro de zinc.
Ernest Rutherford
Las partículas α son núcleos de Helio formados por dos protones y
dos neutrones, siendo su carga positiva.
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 180°. Rutherford concluyo que:
• Los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas los atravesaban.
• Dentro del átomo tendría que haber una zona con carga positiva, ya que algunas
partículas retrocedían o se desviaban.
• En esta zona, la masa era suficiente como para que las pesadas partículas α no la
hicieran a un lado; había descubierto el núcleo atómico.
Partículas
α
Núcleo
Átomos
de oro
• Rutherford propuso que el átomo consistía
en un pequeño y denso núcleo de partículas
cargadas positivamente que se encontraba
en el centro, rodeado por un remolino de
electrones.
• Es neutro, porque el número de electrones
es igual al de protones.
1.8 Limitaciones del 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).
No explicaba los espectros atómicos.
El descubrimiento de esta tercera partícula fundamental fue hecho en 1932 por el
físico inglés James Chadwick. La dificultad de este descubrimiento radicó en que esta
partícula carecía de carga eléctrica. Su hallazgo resolvió el problema de la radiación
alfa y significó una mejora del modelo atómico de Rutherford, que quedó completado
en los siguientes términos:
•
•
•
Los átomos constan de núcleos muy pequeños y
sumamente densos, rodeados de una nube de
electrones a distancias relativamente grandes de los
núcleos.
Todos los núcleos contienen protones.
Los núcleos de todos los átomos, con excepción de la
forma más común del hidrógeno, también contienen
neutrones.
James Chadwick
2. Teoría mecánico-cuántica
2.1 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 : energía de un cuanto .
f : frecuencia de la radiación emitida.
h : constante de Planck, cuyo valor es 6,63∙10-34 [J·s]
Max Planck
2.2 Interacción radiación electromagnética-materia
Efecto fotoeléctrico
Efecto Compton
Es la emisión de electrones de un metal,
cuando sobre él incide radiación
electromagnética, ya sea luz visible o
ultravioleta.
Consiste en el aumento de la longitud de
onda de un fotón de rayos X cuando choca
con un electrón libre y pierde parte de su
energía. La frecuencia o la longitud de onda
de la radiación dispersada depende
únicamente de la dirección de dispersión.
2.3 Modelo 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.
Niels Bohr
Para realizar su modelo, utiliza el
átomo de hidrógeno con un protón
en el núcleo y girando a su
alrededor un electrón.
Bohr aplica la hipótesis cuántica realizada por Planck en 1900.
2.3 Modelo 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 cuantizada y bien definida.
•El átomo tiene siete órbitas.
• Mientras más cercano esté el electrón al núcleo,
menos cuantos de energía necesita para describir esa
órbita.
hf
2.3 Modelo de Bohr
Los niveles de energía permitidos al electrón son aquellos en los que su momento
h
m
vr
angular (
) esLun
múltiplo
entero de .
2
h
L  mvr  n
2
m = masa
v = velocidad del electrón
r = radio de la órbita
h  6,63 1034
h = constante de Planck
n = 1,2,3,… correspondiente al número cuántico principal.
J  s
2.4 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.
E  E f  Ei  h  f
Cuando un electrón cambia de estado, se tienen dos posibilidades:
absorber o desprender energía.
2.5 Incompatibilidad del modelo de Bohr con la realidad
• Fue abandonado porque no se hallaba concordancia con los espectros atómicos
que contienen varios electrones. (Otros átomos distintos del hidrogeno)
• Era incapaz de explicar como los átomos podían formar moléculas.
La Teoría actual sobre la estructura electrónica proviene de la mecánica
ondulatoria (mecánica cuántica). Ésta tiene sus bases en :
• El principio de incertidumbre de Heisenberg.
• La naturaleza ondulatoria del electrón de De Broglie.
2.6 Incerteza clásica
Ninguna medición tiene precisión absoluta, pues
siempre habrá una incertidumbre asociada a cada
medición. La incertidumbre surge por diversos
motivos; entre los más importantes, además de los
errores humanos, 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 utilizáramos una regla para medir el ancho de
un tablero en centímetros, podríamos decir que el resultado
de la medición posee una precisión de 0,1 [cm], la mínima
división de la regla. Luego, la incertidumbre estimada es ±
0,1[cm].
2.7 Incertidumbre Heisenberg
Este principio 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.
h
x  p 
4
h
E  t 
4
Características:
• Es una consecuencia de la dualidad onda-partículaMientras
de la radiación
de la materia.
mayor ycerteza
se busca en
• Sus resultados se expresan en términos de probabilidades.
determinar la posición de una
• Es significativo solo para dimensiones pequeñas, como
las partículas
partícula,
menos elementales
se conocedesu
la materia.
cantidad de movimiento lineal y,
• Las partículas, en su movimiento, no tienen asociada
trayectoria
definida como
poruna
tanto,
su velocidad
lo tienen en la física newtoniana.
2.8 Dualidad onda-particula
• De Broglie sugirió que toda la materia tenia propiedades ondulatorias. Toda
partícula (electrones, protones, átomos, balas e incluso seres humanos) tiene una
longitud de onda que se relaciona con su cantidad de movimiento de acuerdo con la
expresión
h

mv
Los electrones poseen una
naturaleza dual (ondapartícula)
• En 1926 Edwin Schrodinger planteó que el electrón se comportaba como onda y
que se distribuía alrededor del núcleo como una “nube” en todo el volumen del
átomo.
Pregunta PSU
El experimento de Rutherford, que consistió en enviar partículas alfa contra una delgada
lámina de oro, permitió establecer
A)
B)
C)
D)
E)
la carga eléctrica del electrón.
la carga eléctrica de la partícula alfa.
la masa del protón.
la existencia del neutrón.
la existencia del núcleo atómico.
E
Reconocimiento
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2008.