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Física: 4° Medio Guía de Estudio F4.6 Unidad 6: Modelos Atómicos Profesor: Juan Pedraza

MODELOS ATOMICOS Desde la antigüedad se discutía sobre la composición de la materia y las partículas que la conforman. Alrededor del 300 AC, Leucipo y Demócrito propusieron la existencia de partículas elementales que formaban toda la materia y que eran indivisibles. Aristóteles las criticó y postuló que los constituyentes eran fuego, aire, agua y tierra y se agregó el éter como un quinto elemento. Sin embargo estas hipótesis no podían comprobarse, no había evidencia empírica (experimental). TEORIA ATOMICA DE JOHN DALTON

John Dalton en 1805 demostró que ciertas propiedades químicas de la materia podían explicarse considerando que la materia estaba formada por átomos que se combinaban para crear distintos compuestos. Sin embargo, no postuló ningún modelo de la forma ni estructura que podrían tener estos átomos, así nunca se pudo contrastar su hipótesis. Los cinco puntos principales de la teoría atómica de Dalton: 1. Los elementos están hechos de partículas diminutas llamadas átomos que son indestructibles e indivisibles. 2. Todos los átomos de un determinado elemento son idénticos. 3. Los átomos de un elemento son diferentes de las de cualquier otro elemento, los átomos de elementos diferentes se pueden distinguir unos de otros por sus respectivos pesos atómicos relativos. 4. Los átomos de un elemento se combinan con los átomos de otros elementos para formar compuestos químicos, un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo de tipos de átomos. 5. Los átomos no se pueden crear ni dividir en partículas más pequeñas, ni se destruyen en el proceso químico. Una reacción química simplemente cambia la forma en que los átomos se agrupan. Sus principales definiciones: Átomo: partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. Elemento: Sustancia formada por átomos iguales, ejemplo el oxígeno

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Compuesto: sustancia formada por proporciones fijas, ejemplo el agua.

átomos

distintos

combinados

en

La teoría de Dalton tuvo en sus comienzos una amplia aceptación porque podía explicar la formación de los compuestos químicos en las reacciones químicas, sin embargo, no tardaron aparecer las dificultades Problemas de la teoría atómica de Dalton. Dalton suponía que los átomos de los gases “andaban sueltos”, es decir no formaban moléculas entre ellos, por ejemplo, el gas nitrógeno era simplemente N y esto no correspondía con los cálculos efectuados. Según Dalton para formar óxido de nitrógeno se necesitaba un átomo de oxígeno más un átomo de nitrógeno y se obtendría un átomo de monóxido de nitrógeno:

O + N ----

NO Fue Amadeo Avogadro el que con su hipótesis molecular en 1811 supone, correctamente, que los gases de sustancias simples conforman moléculas biatómicas (dos átomos por molécula) y por lo tanto la reacción anterior sería: O2 + N2 ----

2NO La teoría de Dalton no es la que perdura en la química moderna, pues suponía que el átomo era indivisible, en la actualidad sabemos que pueden ser desintegrados en sus componentes en las reacciones nucleares. Tampoco es cierto que todos los átomos de un mismo elementos sean iguales, ya que existen átomos de un mismo elemento que pueden ser diferentes en su masa (isótopos). Por ejemplo el hidrógeno puede existir con mayor masa, constituyendo isótopos que se llaman deuterio y tritio. Finalmente, podemos decir que la teoría de Dalton constituyó sólo una hipótesis de trabajo, importante en el desarrollo de las ciencias. Fue aceptada hasta finales del siglo XIX cuando se dieron a conocer pruebas concluyentes de la existencia real de los átomos. LOS MODELOS EXPERIMENTALES: MODELO DE THOMSON En 1897 J.J. Thomson al estudiar la producidos en los tubos de descargas viajaban en línea recta a través del tubo, estos rayos eran atraídos por la placa campos magnéticos.

naturaleza de los rayos catódicos al vacío, observó que estos rayos pero al intercalar un campo eléctrico, con carga positiva o desviados por

En 1904 Joseph Thomson descubrió que existían partículas muy pequeñas de carga negativa llamadas electrones. Por otro lado, Eugen Goldstein había descubierto las partículas de carga positiva llamadas protones. Se supuso entonces que el átomo estaba formado por estas partículas ya que ellas daban la carga eléctrica a los cuerpos. Existían dos hechos importantes: el átomo

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debía ser eléctricamente neutro y la masa de las cargas positivas era mucho mayor que la de las cargas negativas. Aplicaciones de los tubos de rayos catódicos que se han mantenido hasta hace poco tiempo son las pantallas de los televisores y monitores de computadores. Actualmente han sido reemplazados por tecnologías como plasma, LCD, DLP.

Thomson formuló entonces que el átomo era una esfera de carga positiva con cargas negativas incrustadas como un queque con pasas incrustadas. Esta hipótesis de Thomson cumplía con las dos condiciones anteriores. En esa época no existía la tecnología para comprobarla y existían otros problemas que no tenían respuesta con ese modelo, por lo que se siguió investigando. El modelo propuesto por Thomson es considerado el primer modelo atómico que describe la constitución del átomo. En él plantea que el átomo es divisible ya que está compuesto de cargas negativas llamadas electrones, dispersas en una esfera con carga eléctrica positiva que le otorga neutralidad al átomo y por consiguiente a la materia. Por lo tanto la materia es eléctricamente neutra Este modelo fue superado por el modelo de Ernest Rutherford a partir del descubrimiento del núcleo atómico MODELO NUCLEAR DE RUTHERFORD Geiger y Marsden colaboraron con Rutherford para poner a prueba el modelo de Thomson. El experimento consistió en bombardear con partícula alfa, procedentes de una muestra de radio, una delgada lámina de oro y registrar la desviación que sufrían las partículas después de atravesar la lámina. Estas radiaciones alfa tenían una masa casi 8.000 veces mayor que la del electrón y y una carga dos veces mayor pero positiva. La lámina tenía unas mil capas de átomos de oro. Las partículas alfa se registraban en una pantalla de sulfuro de cinc, como en las pantallas de los televisores, la que emitía un destello luminoso cuando era impactada. Con un microscopio movible se podía contar el número de destellos que producían en determinada zona.

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La interpretación de Rutherford es la siguiente: Partículas alfa rebotadas. Chocan con un núcleo de masa muy superior a la de las partículas alfa, es decir, la masa está concentrada en el núcleo. Partículas alfa desviadas: El núcleo debe tener carga positiva, esto explica porque eran pocas las partículas desviadas Partículas alfa no desviadas: Era la gran mayoría, significa que pasan a través de un gran espacio vacío. Para entenderlo supongamos que el núcleo tiene el tamaño de una pelota de tenis ubicada en el centro de un estadio vacío, los electrones se encontrarían girando sobre las gradas más alejadas. En el modelo de Rutherford los átomos constan de un núcleo central que concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo; y una corteza formada por los electrones que giran a una distancia considerable del núcleo.

Características de los rayos emitidos naturalmente por los átomos radiactivos son:

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MODELO ATOMICO DE BOHR En 1913 Niels Bohr detectó un problema en el modelo de Rutherford: los electrones debían emitir energía al girar en torno al núcleo, sin embargo, esto no se observaba. Bohr propuso un nuevo modelo atómico. Su hipótesis era que los electrones no se pueden ubicar en cualquier parte, sino que existen órbitas definidas en las cuales se mueven y al hacerlo no emiten energía. Su idea básica era que la energía de los electrones en los átomos solo puede tomar determinados valores. Cuando los electrones absorben energía, sus electrones pasan a niveles superiores de energía. Se dice que están “excitados”. Luego los electrones caen a niveles inferiores de energía y emiten la energía extra en forma de radiación electromagnética. Esta puede ser percibida por nuestros ojos como cambios de color que corresponden a la luz visible. Lo que estaba haciendo Bohr era relacionar la idea de átomo nuclear con los nuevos conocimientos de física que comenzaban a desarrollarse en aquella época: la teoría cuántica de Max Planck, ampliada por Albert Einstein. Según esta teoría la energía de un sistema no puede aumentar o disminuir de forma continua sino a saltos muy pequeños o cuantos de energía. Este modelo fue muy discutido porque hacía uso del concepto de cuantificación de la energía. Esta idea, nueva en aquella época, era incompatible con lo que se suponía sobre la energía hasta aquel momento. Este modelo explicaba las observaciones experimentales de las líneas espectrales del hidrógeno. Esto llevó a la aceptación de la revolucionaria hipótesis cuántica sobre la energía de los fotones o cuantos y los electrones de los átomos.

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Según este modelo: El átomo posee niveles discretos de energía Los átomos emiten energía solo después de ser excitados. La energía que irradia un átomo está cuantificada Los electrones sólo se mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo

Te adjunto los siguientes videos:

La historia del átomo: http://youtu.be/dfADNnt6z9k Las partes del átomo: http://youtu.be/0WnjSm-Mg1Q Los Modelos atómicos: http://youtu.be/lv0_OYKdmdw Síntesis de los Modelos Atómicos:

A continuación tienes una clase de Educatina muy completa:

http://youtu.be/kkoY2bAqaWo

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PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG En el año 1928, Niels Bohr ideó el siguiente experimento mental para reflexionar sobre la observación a escala atómica. Se trata de un microscopio imaginario, mediante el cual se pretende “ver” un electrón puesto en el portaobjetos. Es conocido que para poder ver un objeto, la luz se debe reflejar en él para luego dirigirse hacia el ojo o, como en este caso, hacia el lente del microscopio. La primera dificultad es que la longitud de onda de la luz visible es mayor que el tamaño del electrón, por lo que no se refleja; aquello nos recuerda el límite de la microscopía óptica. Podríamos pensar que para solucionar aquello bastaría con utilizar una longitud de onda menor, pero ocurre lo siguiente: a menor longitud de onda, el fotón tiene una mayor frecuencia y una mayor energía; entonces, al “chocar” el fotón de mayor energía con el electrón, se produce una colisión entre partículas. Este efecto fue observado por el físico norteamericano Arthur Compton (1892-1962), en el año 1923. Producto de lo anterior, al observar un electrón se modifican sus características, y ya no es el mismo, en otras palabras: no se puede observar un electrón sin modificar su estado. Esta situación había sido teorizada por el físico alemán Werner Heisenberg (1901-1976) en el año 1927. Él planteó la imposibilidad de determinar de manera simultánea la posición y velocidad de una partícula y le dio una expresión matemática.

Importancia filosófica del principio de incertidumbre Cada vez que el velocímetro de un auto indica una magnitud o el termómetro indica la temperatura o con la regla medimos el largo de un papel, estamos midiendo una propiedad física de un cuerpo o un sistema. La Física se ha preocupado hace siglos de que sus mediciones y predicciones sean lo más exactas posibles, de manera que si conocemos todas las variables de un sistema en un determinado momento, sepamos en qué estado se encontrará en otro instante. Por ejemplo, gracias al conocimiento del movimiento de los astros, podemos saber que va a ocurrir un eclipse en cientos de años más, observable desde un cierto punto de la Tierra.

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Aquella concepción de la naturaleza llegó a su apogeo con el desarrollo de la mecánica newtoniana, la termodinámica y el electromagnetismo, que forman parte importante de la Física clásica, caracterizada por creer en el determinismo científico. Sin embargo, desde los postulados de Max Planck relacionados con la cuantización de la energía, el panorama empezó a cambiar, logrando su máximo quiebre con el principio de incertidumbre de Heisenberg. Desde ese momento, hubo que incorporar la noción de que no se puede conocer simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula con total certeza, lo que desmorona la idea del determinismo newtoniano. En conclusión, el principio de incertidumbre pone en evidencia una limitación al conocimiento impuesta al ser humano por la naturaleza y no por los instrumentos de medición. Nos plantea, además, la imposibilidad de predecir completamente la trayectoria de una partícula como el electrón, como lo hacían las ecuaciones de Newton.