Estudio analítico de los modelos atómicos




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fecha de publicación02.02.2016
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ESTUDIO ANALÍTICO DE LOS MODELOS ATÓMICOS.

MODELO DE THOMSON: (1899) : Supuso que la materia está compuesta por corpúsculos , que corresponden a agrupaciones de átomos.- Estos son los que determinarían las características sensoriales.

Supuso además que el átomo es una masa continua cargado uniformemente y positiva. En ella existirían unos huecos donde se ubicaban los electrones, que se suponen fijos. La experiencia mostró posteriormente que estos oscilan en sus órbitas .Para Thompson, todo este conjunto se suponía eléctricamente neutro.

Durante trece años este modelo estuvo vigente, hasta que el experimentador Geisner sometió a prueba el modelo. Para ello se hizo incidir sobre una lámina metálica de oro monoatómica (espesor un átomo), con partículas alfa (contienen dos cargas positiva de un electrón) De acuerdo al modelo de Thompson, como las partículas alfa son de alta energía , (alrededor de 1 MeV) se debería observar que la desviación de la partícula seria suave porque no habrían centros positivos de interacción.

Teóricamente según el modelo de Thompson esto es lo que se esperaba que sucediera, pero lo que realmente ocurrió es que algunas partículas alfas :

1.- rebotaban.

2.-se desviaban según un ángulo considerable.

3.- No llegaban a la lámina fluorescente.

Los resultados de esta experiencia, hizo cambiar el modelo atómico propuesto por Thompson.

RUTHERFORD: Debido a la necesidad de cambiar el modelo propuesto por Tomson, de manera que el nuevo explicara los resultados experimentales del bombardeo con partículas alfa de una lámina de metal monoatómico. Rutherford, plantea, explica y supone, que toda la carga positiva está concentrada en una pequeña región (núcleo. Este modelo explica el hecho que algunas partículas pasaban sin desviarse (porque entre cada electrón hay un espacio, o sea supone que el átomo no es una región maciza o continua, sino una región donde se ubica energía que no ocupa todo el espacio. Como toda la carga positiva está concentrada en un punto, explica porque las partículas son desviadas en grandes ángulos (es mayor la fuerza de repulsión eléctrica). Además explica el hecho de que una partícula cambia de sentido al chocar frontalmente con el núcleo wqeqwe

asdaddaf


Este modelo sigue siendo válido.
Supone además, que los electrones están orbitando alrededor del núcleo debido a que como hay cargas positivas y negativas se produce una fuerza eléctrica lo que haría que estos se fueran todos del núcleo. Esto haría que la distribución de la materia fuese inestable. Así entonces, los electrones giran alrededor del núcleo a una cierta velocidad, de este modo compensan la fuerza electroestática.

Consideremos el átomo de Hidrógeno

Si un electrón es acelerado, entonces se genera una corriente eléctrica “i” y en consecuencia en las regiones cercanas, se manifiesta un campo magnético. Luego, se irradia energía, pierde velocidad y como consecuencia, el electrón cae sobre el núcleo.

RESPECTO DE LOS MODELOS ATÓMICOS: A pesar de que los científicos del siglo XIX aceptaran la idea de que los elementos están formados por átomos, los conocimientos acerca de ellos eran muy escasos. El descubrimiento del electrón como constituyente de los átomos proporcionó el primer atisbo sobre la estructura atómica. Los electrones tienen carga negativa mientras que los átomos son eléctricamente neutros. Cada átomo debe tener por tanto, la suficiente cantidad de carga positiva para equilibrar la carga negativa de los electrones. Además, los electrones son miles de veces más ligeros que los átomos. Ello sugiere que los constituyentes cargados positivamente sean los que den lugar a casi toda la masa de átomos.

J.J. Thomson propuso en 1898 que los átomos son esferas uniformes de materia cargada positivamente en la que se encuentran embebidos los electrones, su hipótesis pareció entonces perfectamente razonable el modelo atómico en forma de pudding de Thompson queda representado en la figura.c:\documents and settings\fernando\escritorio\dibujo.jpg

A pesar de la importancia del problema pasaron 13 años antes de que se realizara una prueba experimental definitiva. Estos ensayos condujeron al abandono de este modelo atómico sustituyéndolo por un concepto de estructura atómica nada fácil de comprender a la luz de los conocimientos de la física clásica. El método más directo para saber lo que la luz dentro de un pudding es meter un dedo dentro de el. Esto es lo que hicieron Geiger y Marsden para conocer el interior del átomo. En su experimento clásico realizado en 1911 bajo la sugerencia de Ernest Rutherford emplearon como sonda las partículas alfa emitidas espontáneamente por su elemento radiactivo. Las partículas alfas son átomos de helio que han perdido 2e quedando entonces con una carga de +2e.

Geiger y Marsden colocaron una muestra de una sustancia emisora de partículas alfa detrás de una pantalla de plomo que sostenía un pequeño agujero de modo que se obtenía un estrecho haz de partículas. El haz fue dirigido sobre una fina lámina de oro. Detrás de esta lámina colocaron una pantalla móvil de sulfuro de cinc que producía luminiscencia cuando una partícula alfa llegaba hasta ella. Se esperaba que la mayoría de las partículas alfa atravesara la lámina de oro, mientras que unas sufrirían una ligera desviación. Este razonamiento es consecuencia del modelo atómico de Thomson el que se suponía que las cargas se distribuirían uniformemente en todo su volumen. Si el modelo de Thompson es exacto, sobre las partículas alfaque atraviesan la lamina metálica se ejercen solamente fuerzas eléctricas débiles y su cantidad de movimiento inicial es de valor suficiente para que pueda pasar la lamina con desviación mínima de su trayectoria. Lo que realmente se observó fue que , mientras que muchas partículas alfas salieron sin desviación , otros, sin embargo sufrieron dispersión según ángulos notables algunos fueron dispersados en la dirección opuesta puesto que las partículas alfa son relativamente pesadas (7000 veces la masa del electrón ) y puesto que en el experimento se usaron partículas con velocidades muy altas parece claro que las fuerzas eléctricas que intervinieron eran lo bastante fuerte como para poder producir desviaciones tan acusadas. Para explicar estos resultados Rutherford se vio obligado a descubrir el átomo como compuesto de pequeños núcleos en los que queda concentrada la carga positiva y la mayor parte de la masa. Los electrones quedarían en una cierta distancia exterior. Teniendo en cuenta que en el átomo hay espacios vacios es fácil explicarse porque muchas partículas atraviesan la lámina metálica sin sufrir desviación. Cuando una partícula alfa llega, por el contrario, a un núcleo, se encuentra con un campo eléctrico intenso y que lo más probable que sea dispersada según un ángulo º determinado. Los electrones, por ser tan ligeros, no tienen efectos apreciables sobre las partículas alfa incidentes.dibujo.jpgdibujo5.jpg

Modelo atómico de Rutherford.

Los cálculos numéricos de las intensidades del campo eléctrico en los modelos de Thompson y Rutherford acentúan diferencias entre ellos. Para Thompson E= volts/m y para Rutherford E= volts/m o sea veces mayor. Este intenso campo eléctrico puede desviar y aun invertir, la dirección de una partícula alfa que llega a las proximidades del núcleo, en cambio el de Thompson no puede dar lugar a ello. El modelo atómico de Rutherford, tan ampliamente confirmado por las experiencias, afirma la existencia de un pequeño núcleo cargado positivamente, con una masa muy pesada, y rodeándolo a una distancia relativamente grande de la superficie cantidad de ẽ(electrones) para darle a la totalidad del átomo una neutralidad eléctrica.

Thomson supuso que los están embebidos en la masa cargada positivamente del núcleo de modo que no puede moverse. Rutherford afirma sin que los ẽ no pueden estar inmóviles puesto que no existe nada quesea capaz de mantenerlos en su sitio frente a la atracción de la fuerza electroestática del núcleo. Por el contrario si los están en movimiento alrededor del núcleo, es posible la existencia de orbitas dinámicas, parecidas a la del sistema solar . Para el hidrógeno Fc = Fe = Condición de estabilidad .La Et de un en el átomo es negativa, esto es necesario para que el esté unido al núcleo, Si Et fuera mayor que cero, el tendría demasiada energía, para permanecer en una órbita cerrada, alrededor del núcleo. Esta hipótesis es una aplicación de las leyes de la mecánica clásica (Newton) y del campo eléctrico de Coulomb, pilares básicos de la física clásica – Y por otro lado esto está de acuerdo con la observación experimental de que los átomos son estables. Sin embargo, no está de acuerdo con la teoría electromagnética, Otro pilar básico de la física clásica ya que esta dice que toda carga eléctrica acelerada irradia energía en forma de onda electromagnética..Un electrón que sigue una trayectoria circunferencial esta acelerado (Ac) y por tanto perdería energía continuamente , yendo a caer irremediablemente en una espiral sobre el núcleo. Experimentalmente se observa el fenómeno de irradiación de energía pero los son dinámicamente estables. Esto muestra que las leyes físicas, que rigen el mundo macroscópico, no se cumplen en el microscópico.

ATOMO DE BOHR: La teoría explica el origen de las líneas espectrales. Todo cuerpo sólido calentado emite radiación en las que se encuentran presentes todo tipo de longitudes de onda, aunque con diferentes intensidades. Así es posible observar el comportamiento conjunto de una colectividad de átomos mejor que el comportamiento individual de los átomos de un elemento determinado. Por otro lado, los átomos o moléculas de un gas enrarecido se encuentran tan separados unos de otros que las únicas interacciones se deben solamente a choques fortuitos. En estas circunstancias es de esperar que cualquier radiación emitida sea característica de los átomos o moléculas presentes. Esta suposición se ha comprobado experimentalmente. Cuando se excita de manera adecuada un gas o vapor atómico a una presión ligeramente inferior a la atmosférica (por el paso de una corriente eléctrica) emite un espectro de radiación que contiene solo determinada longitud de onda. Se había visto que los principios de la mecánica clásica son incompatibles con la estabilidad observada en el átomo de Hidrógeno. En este átomo el electrón se ve obligado a girar alrededor del núcleo para evitar caer sobre él, y sin embargo debe radiar energía electromagnética de modo continuo. Del mismo modo que otros fenómenos aparentemente paradójicos parece apropiado preguntarse si no será esto también cierto para el caso del átomo. Para comenzar, examinaremos el comportamiento ondulatorio de un electrón en orbita alrededor de un núcleo de Hidrógeno. La longitud de onda de De Broglie de este electrón es:espiral7gr8.jpg

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE (Heinsemberg 1927)

Si se ilumina un sólido ( con longitud de onda y momentum lineal , variara la cantidad de movimiento de los átomos en una cantidad , que no es tra cosa que la aplicación de la conservación del momentum lineal.



Si se desea medir la posición y cantidad de movimiento de algo en un instante determinado, debemos excitarlo de alguna forma. Un electrón puede examinarse con la ayuda de luz de .longitud de onda , con este proceso, los fotones luminosos golpean o impactan al electrón y salen despedidos con una cantidad de movimiento . Al colisionar con un electrón, este experimenta una variación en su cantidad de movimiento, la medida de este introduce una indeterminación .

Cuanto mayor es la longitud de onda de la luz empleada en “ver” al electron e, más pequeña será la indeterminación de su cantidad de movimiento. Como la luz tiene propiedades ondulatorias, no es posible esperar la determinación de la posición del electrón e con una seguridad infinita. En cualquier circunstancia, sin embargo es razonable esperar el poder mantener la indeterminación irreductible de posición a una longitud de onda de luz utilizada. Para longitudes de ondas más cortas, menor es la indeterminación , se desprende que si se emplea luz de longitudes de ondas pequeñas, para mejorar la determinación de la posición, habrá una reducción correspondiente en la seguridad de la determinación de la cantidad de movimiento, por el contrario, luz de longitudes de ondas grandes dará buenos resultados en la determinación de la cantidad de movimiento, pero valores muy imprecisos en su posición.

PARTICULAS FUNDAMENTALES DEL ATOMO



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Los primeros modelos atómicos consideraban básicamente tres tipos de partículas subatómicas: protones, electrones y neutrones. Más adelante el descubrimiento de la estructura interna de protones y neutrones, reveló que estas eran partículas compuestas. Además el tratamiento cuántico usual de las interacciones entre las partículas comporta que la cohesión del átomo requiere otras partículas bosónicas como los piones, gluones o fotones.

EL PROTON: El protón (en griego protón significa primero) es una partícula subatómica con una carga eléctrica de una unidad fundamental positiva (+)(1,602 x 10–19 culombios) y una masa de 938,3 MeV/c2 (1,6726 × 10–27 Kg.) o, del mismo modo, unas 1836 veces la masa de un electrón. Experimentalmente, se observa el protón como estable, con un límite inferior en su vida media de unos 1035 años, aunque algunas teorías predicen que el protón puede desintegrarse. El protón y el neutrón, en conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el núcleo de los átomos. El núcleo del isótopo más común del átomo de hidrógeno (también el átomo estable más simple posible) es un único protón.

Los núcleos de otros átomos están compuestos de nucleones unidos por la fuerza nuclear fuerte. El número de protones en el núcleo determina las propiedades químicas del átomo y qué elemento químico es.

EL NEUTRON: El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos (la única excepción es el hidrógeno), ya que interactúa fuertemente atrayéndose con los protones, pero sin repulsión electrostática. Un neutrón es un barión neutro formado por dos quarks down y un quark up. Forma, junto con los protones, los núcleos atómicos. Fuera del núcleo atómico es inestable y tiene una vida media de unos 15 minutos emitiendo un electrón y un antineutrino para convertirse en un protón. Su masa es muy similar a la del protón. Algunas de sus propiedades:

Masa: mn = 1,675x10-27 Kg. = 1,008587833 uma

Vida media: tn = 886,7 ± 1,9s

Momento magnético: mn = -1,9130427 ±

0,0000005 mN

EL ELECTRON: El electrón (Del griego ελεκτρον, ámbar), comúnmente representado como e−) es una partícula subatómica de tipo fermiónico. En un átomo los electrones rodean el núcleo atómico, compuesto fundamentalmente de protones y neutrones. Los electrones tienen una masa pequeña respecto al protón, y su movimiento genera corriente eléctrica en la mayoría de los metales. Estas partículas desempeñan un papel primordial en la química ya que definen las atracciones con otros átomos.

ANTIMATERIA: Mucha de la gente que se inicia en la astronomía, generalmente se encuentra con ésta palabra: 'antimateria', ¿pero que es realmente la antimateria? Voy a intentar explicarlo de forma sencilla para que no se necesiten elevados conocimientos físicos para entenderlo. La materia normal como la conocemos, está compuesta de átomos, las distintas organizaciones de distintos átomos forman todos los tipos de moléculas y estos a su vez la materia. Estos átomos están compuestos por electrones, protones y neutrones, los elementos más pequeños conocidos (sin tener en cuenta los quarks). La antimateria se compone del mismo modo, con algo llamado anti-átomos, que están formados por antielectrones (o también llamados positrones), antiprotones y el extraño antineutrón.

LOS QUARKS El primer grupo de partículas fundamentales está constituido (a) por los quarks. Al momento se conocen seis tipos o sabores de quarks, los cuales se agrupan en tres generaciones. Una generación de partículas fundamentales está compuesta de dos quarks y dos leptones. Los quarks poseen varias características partículas. Los quarks nunca están en la naturaleza en estado libre, es decir, estos siempre están unidos formando dúos o tríos. Al unirse forman otras partículas, las cuales conocemos como hadrones, la palabra hadrón proviene del griego y quiere decir duro. Los HADRONES a su vez se agrupan en dos grupos: los mesones y los BARIONES. Para realizar esta clasificación se utiliza como criterio el número de quarks que constituyen al hadrón. De ser una pareja, estará formada por un Quark y un anti-quark, a este tipo de partícula se le conoce como un mesón. Por otro lado si es un trío de quarks o de Antic-quarks a la partícula se le conoce como un barión. Como antes habíamos mencionando la existencia de los quarks fue propuesta por Gell-Mann y Zweig. Esto teoría resolvió el problema que representaba la evidencia experimental de a principios de los sesentas. Existía evidencia de que gran número de las partículas descubiertas hasta ese momento tenia estructura interna.


La Regla de HUND es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. Dicha regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich Hund, y es conocida también bajo el nombre de regla de máxima multiplicidad de Hund. La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen tres orbitales tipo p, cinco orbitales atómicos tipo d, y siete tipo f. En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible. La partícula analizada será más estables ( es decir, tendrá menor energía), cuando los electrones se encuentren en modo desapareado, con espines colocados paralelamente, en cambio poseerá mayor energía cuando los electrones se encuentren apareados, es decir los electrones colocados de manera antiparalela o con espines de tipo opuestos. En cuanto al principio de AUFBAU que seguimos para no cometer errores en la regla de Hund, este se basa en un diagrama de orbitales, en donde si seguimos el orden de llenado que nos indican las flechas que en el aparecen, llenaremos correctamente los orbitales. Así, dicho diagrama empieza con el 1s, seguido de 2s, para después subir al valor 2p y bajar de nuevo a 3s, 3p y seguir por 4s, así sucesivamente siguiendo el orden de las flechas. También se le conoce como regla de las diagonales, o del serrucho. Así el orden será: 1s, 2s, 2p, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, etc. A menudo se suele representar los orbitales a través de un cuadro rectangular, usando flechas hacia arriba o hacia abajo, para designar los electrones con números cuánticos magnéticos de spin con valores +1/2 ó -1/2, respectivamente. Según la regla de Hund, la cual fue formulada por primera vez en el año 1925, la configuración más estable es la que los electrones se encuentran ocupando orbitales distintos, y con spines que estén orientados paralelamente. La ocupación, u semiocupación de los orbitales se puede comprender de manera sencilla, pues la repulsión electrostática entre los electrones es ínfima. La preferencia por los spines paralelos, se pueden ver justificados solamente sobre la base de un tratamiento de la mecánica ondulatoria. EL PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925. Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos en el mismo sistema cuántico ligado.

Cordialmente, Profesora laksmi Latorre M.


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