Presentación Micropartículas

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PRESENTAción

EL ÁTOMO

De Sofía Carou, 4B

LÍNEA TEMPORAL

(ÍNDICE)

VII, VI, V a.C

tales de mileto, empédocles, leucipo y demócrito

fILÓSOFOS NATURALISTAS

1911

RUTHERFORD

1904

THHOMSON

1803-1808

DALTON

Louis de Broglie, Heisenberg, Schrödinger

1926

modelo mecánico-cuántico

1913

bohr

Empédocles:

Tales de Mileto:

Filósofos naturalistas (vii, vi, v A.C)

Primer filósofo en intentar encontrar sentido al mundo Arjé=agua Arjé=4 elementos (tierra, fuego, agua y aire)

-Padres de la teoría atómica -átomos=ser vacío=no ser -Todo lo que es, es corpóreo y material -Nada nace de lo que no es, el mundo es infinito -Muchas formas, innumerables, minúsculos, eternos, en continuo movimiento -Movimiento rectilíneo; chocan formando remolinos y adoptan diversas formas -Crean cuerpos invisibles y después de disuelven

lEUCIPO Y DEMÓCRITO

MODELO DE Dalton

• 1er modelo con base científica

• 1803-1808

• Respuesta creíble a los enigmas de Leucipo y Demócrito

• Número finito de partículas finitas

• De la combinación de partículas nacen todas las estructuras complejas de la materia

-No podía explicar fenómenos eléctricos o la conductividad eléctrica en sustancias. -Según él los átomos son indivisibles.

ERRORES:

POSTULADOS DALTON

• La materia se constituye de partículas mínimas, indestructibles e indivisibles

• Los átomos de un mismo elemento son siempre idénticos (masa y propiedades); los de distinto elemento tienen diferente masa y propiedades

• Los elementos distintos pueden combinarse y formar compuestos en diferentes proporciones

• Cuando se crean compuestos , los átomos se ordenan mediante relaciones simples descritas mediante números enteros

-No se dividen, crean o destruyen durante las reacciones

ERRORES: -No explicó como se mantiene la carga en los electrones dentro del átomo -No explicó la estabilidad de un átomo -No hay núcleo, ni protones y neutrones

MODELO DE THOMSON

• Descubre los electrones en 1897
• La teoría completa la realiza en 1904

• Electrones=corpúsculos

-Inmersos en una sustancia de carga positiva que contrarrestaba la carga negativa (pastel con pasas) -Dispuestos no aleatoriamente

• Un átomo es una esfera de carga positiva y con electrones

• Un átomo en su conjunto no tiene carga (neutro)

• NO tenían núcleo atómico

-Colapso atómico -No explica los espectros espectros atómicos

LIMITACIONES:

MODELO DE RUTHERFORD

• Electrones en órbita

• El átomo está compuesto en su mayoría por espacio vacío, los electrones orbitan a grandes distancias del núcleo

• Equilibrio de cargas; estado fundamental neutro

• neutrones=electrones

• Núcleo: cargas positivas y masa

• Corteza: electrones moviéndose en órbita

EXPERIMENTO RUTHERFORD

-Lámina delgada de oro rodeada de un detector de partículas, bombardeada con partículas alfa -Midió los ángulos de desviación del haz de partículas al atravesar el oro

OBSERVACIONES: CONCLUSIONES:

EXPERIMENTO RUTHERFORD II

1. Numerosos destellos emitidos por la pantalla fluorescente2. Un número menor de destellos aparecen desviados de la zona central 3. Aparecen muy pocos destellos en la parte trasera de la pantalla

1. El 99,99% de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro; la mayor parte del átomo está vacío 2. Hay una zona en el átomo con carga positiva, y al pasar las partículas alfa cerca, se repelen 3. Las partículas alfa incidieron en el núcleo, por lo que salieron despedidas

-Sin base para las órbitas circulares -No coincidía con el Principio de Incertidumbre -No incorpora el concepto de orbitales -No explica la razón de que los electrones moviéndose en órbitas circulares no pierdan energía -No explica todos los espectros atómicos

ERRORES:

MODELO DE BOHR

• Núcleo central pequeño, denso y positivamente cargado; alrededor se mueven los electrones en órbitas circulares

-como Rutherford, pero con una nueva descripción para el movimiento de electrones

• Los electrones solo pueden orbitar en ciertos niveles de energía permitidos, sin irradiar energía; no pueden existir en estados intermedios

• Cuantización de las magnitudes

• Saltos entre órbitas, absorbiendo o emitiendo energía

• Cuando los electrones se mueven en sus órbitas, se mantienen estables

• Espectro del hidrógeno

MODELO MECÁNICO-CUÁNTICO

• Se basa en el Principio de Incertidumbre (Heisenberg): "es imposible conocer con exactitud la posición y la velocidad del electrón

-No conocemos su trayectoria -No hay órbitas -Se sustituye órbita por ORBITALES

Órbita= trayectoria descrita por el electrónOrbital= lugar donde la probabilidad de encontar un electrón es del 99%

• Ecuación de Schrödinger: obtener una función de onda que describe el comportamiento de un electrón en el átomo (cuantificación de las energías electrónicas)

NÚMEROS CUÁNTICOS:

ORBITALes

• n= número cuántico principal; determina la energía y el tamaño del orbital (desde 1 en adelante)
• l= número cuántico secundario; determina la forma del orbital (de 0 hasta n-1)
• m= número cuántico magnético; determina la orientación del orbital (desde -l...0...1)
• s= número cuántico de spin; +1/2 y -1/2

• Orbitales representados por cuadrados

bibliografía

aion.mx

concepto.de

wolah.com

ferrovial

Khan Academy

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