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Mundo Atómico
Profesor: Robinson Pino H.
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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’).
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LOS ÁTOMOS DE DALTON
Dalton publicó su teoría atómica, en la
que postuló que:
Los elementos están formados por
partículas extremadamente pequeñas
llamadas átomos.
Todos los átomos de un elemento
químico dado son idénticos en su masa y
demás propiedades.
Para Dalton eran
esferas macizas.
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LOS ÁTOMOS DE 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.
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MODELO ATÓMICO DE THOMSON
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.
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EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Ernest Rutherford ejecutó una serie de experimentos con partículas α
radiactivas.La experiencia más importante consistió en bombardear una
finísima lámina de oro con estas partículas. Las partículas α
atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro
de cinc.
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EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
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 180º.
Rutherford dedujo que dentro del átomo
tendría que haber un objeto con carga
positiva y con la masa suficiente para
que las pesadas partículas α no lo
hicieran a un lado. Había descubierto el
núcleo atómico.
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MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Rutherford propuso que el
átomo consistía en un
pequeño y denso núcleo
de partículas cargadas
positivamente en el centro
(o núcleo), rodeado por un
remolino de electrones.
Es neutro, porque el número
de electrones es igual al de
protones.
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LIMITACIONES AL 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).
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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 = un cuanto de energía.
f = frecuencia de la radiación
radiación
emitida.
h = constante de Planck, cuyo
valor es 6,63*10-34 (J·s)
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MODELO ATÓMICO
ATÓMICO 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.
Para realizar su modelo,
utiliza el átomo de
hidrógeno con un protón
en el núcleo y girando a
su alrededor un electrón.
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MODELO ATÓMICO
ATÓMICO 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
cuantificada.
El átomo tiene siete órbitas.
Mientras más cercano esté el
electrón al núcleo, menos
cuantos de energía necesita
para describir esa órbita.
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MODELO ATÓMICO
ATÓMICO DE BOHR
Los niveles de energía permitidos al electrón
son aquellos en los que su momento angular
(L = m · v · r ) es un múltiplo entero de h/2.
Donde:
m = masa
V = velocidad del electrón
r = radio de la órbita
h = constante de Planck
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INTERPRETACIÓN DE LOS
INTERPRETACIÓN
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.
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INCERTEZA CLÁSICA
CLÁSICA
Ninguna medición tiene precisión absoluta; hay
incertidumbre asociada con cada medición. La
incertidumbre surge por diversos motivos. Entre los más
importantes, además de los errores, 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 usara una regla para
medir el ancho de un tablero en
centímetros, podría decir que su
resultado es exacto hasta 0.1 (cm), la
mínima división de la regla. Luego, la
incertidumbre estimada es ± 0.1(cm).
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PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE
HEISENBERG
Principio que 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.
El principio afirma igualmente que si se determina con mayor
precisión una de las cantidades se perderá precisión en la
medida de la otra, y que el producto de ambas incertidumbres
(posición y momento o energía y tiempo) nunca pueden ser menores que
la constante de Planck.
Así, este principio hace evidente que los sistemas cuánticos se expresen
en términos de probabilidades.
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SÍNTESIS DE LA CLASE
La idea del átomo
Se empieza
a desarrollar
En la Antigüedad
Se concretiza en
Cambia con el
desarrollo de la
Modelos atómicos
Física cuántica
Propuestos por
Con Demócrito
Dalton
Thomson
Que plantea un modelo
Basado en
probabilidades
De acuerdo con
Rutherford
Bohr
Principio de
incertidumbre
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