Postulados De Teoria Atomica.docx

Postulados de Dalton Dalton postuló su teoría formulando una serie de enunciados simples: La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa e iguales propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masa diferente. Comparando la masa de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad, propuso el concepto de peso atómico relativo. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas. Los átomos, al combinarse para formar compuestos, guardan relaciones simples de números enteros y pequeños. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas “átomos”. Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones. Por ejemplo: todos los átomos de hidrógeno son iguales. Por otro lado, los átomos de elementos diferentes son diferentes. Por ejemplo: los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno. Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo: los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua. Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas simples. Por ejemplo: al formarse agua, la relación es de 2 a 1 (dos átomos de hidrógeno con un átomo de oxígeno). Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo: un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2).

POSTULADOS DEL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Los átomos poseen el mismo número de protones y electrones, por tanto son entidades neutras. El núcleo atómico está formado por partículas de carga positiva y gran masa (protones).

El núcleo, además, debe estar compuesto por otras partículas con carga neutra para explicar la elevada masa del átomo (superior a lo esperado teniendo en cuenta solo el número de protones). Los electrones giran sobre el núcleo compensando la atracción electrostática (que produce la diferencia de cargas respecto al núcleo) con su fuerza centrífuga. POSTULADOS DEL MODELO ATÓMICO DE Bohr El físico danes Niels H. D. Bohr (1885-1962) propuso un modelo en 1913 publicado en la revista Philosophical Magazine para el átomo de hidrógeno en el que combinaba el trabajo de Planck, Einstein y Rutherford y que tuvo un éxito muy destacado en predecir el ciertas características del espectro de hidrógeno observadas experimentalmente. Primer postulado: Los electrones se mueven en ciertas órbitas permitidas alrededor del núcleo sin emitir radiación. Así Bohr asumió que el átomo de hidrógeno puede existir solo en ciertos estados discretos, los cuales son denominados estados estacionarios del átomo. En el átomo no hay emisión de radiación electromagnética mientras el electrón no cambia de órbita. Con este postulado Bohr evitaba el problema de la inestabiliad orbital eléctrica del electrón que predice la electrodinámica clásica y por tanto del átomo, al postular que la radiación de energía por parte de las partículas cargadas es válida a escala macroscópica pero no es aplicable al mundo microscópico del átomo, pero si esto es así surge el problema de de explicar la transición entre los estados estacionarios y la emisión de radiación por el átomo para ello Borh introdujo otro postulado : Segundo postulado: El átomo radia cuando el electrón hace una transición (“salto”) desde un estado estacionario a otro, es decir toda emisión o absorción de radiación entre un sistema atómico esta generada por la transición entre dos estados estacionarios. La radiación emitida (o absorbida) durante la transición corresponde a un cuanto de energía (fotón) cuya frecuencia esta relacionada con las energías de las órbitas estacionarias por la ecuación de Planck:

[[2]]

y está determinada por la relación :

donde

es la constante de Planck (

), con

y

son las

energías de los estados estacionarios iniciales y finales de la transición electrónica. La ecuación es referida como la condición de frecuencia de Bohr. Este postulado está basado en el concepto de fotón introducido por Einstein [[3]], junto con la conservación de la energía; si la luz está compuesta de fotones de energía , la emisión por parte del átomo de un fotón debe suponer una pérdida de energía igual a la energía del fotón emitido (o si es la absorción de un fotón a la ganancia de energía), por lo tanto es un postulado equivalente aquel de la conservación de la energía en la emisión del fotón, es crucial, debido a que con el Bohr se desvía “de la senda de la teoría clásica”, que requiere que la frecuencia de radiación sea igual a la frecuencia del movimiento de la partícula cargada. Así, mientras el equilibrio dinámico mecánico del sistema en los estados estacionarios está regido por las leyes ordinarias de la mecánica, sin embargo, dichas leyes no son aplicables cuando se trata de transiciones entre estados estacionarios. Tercer postulado: Las órbitas estacionarias admisibles son aquellas en las que el momento angular orbital del electrón está cuantizado, pudiendo este asumir solamente valores múltiplos enteros de y

es un número integral (

, donde

es la constante de Planck

), llamado numero cuántico principal. Así,

Este postulado Bohr introduce de nuevo la idea de cuantización en una nueva área de la física clásica al presuponer la idea de cuantización del momento angular orbital de un electrón que se mueve bajo la acción de una fuerza culombiana.

Órbitas y niveles energéticos electrónicos del átomo de Bohr Utilizando estos postulado Bohr fue capaz de calcular el tamaño de las órbitas estacionarias y de la energía de esas órbitas, veamos como: Teniendo en cuenta como habíamos visto anteriormente, si la carga nuclear es y la carga del electrón fuerza centrípeta necesaría para mover el electrón en un órbita circular es proporcionada por la ley de Coulomb

despejando de esta ecuación

la velocidad orbital del electrón

la

tenemos que:

La condición de cuantificación del momento angular orbital L de Bohr (tercer postulado) para el electrón es:

=

la constante , llamada h barrada o constante de Planck reducida : , es frecuentemente más conveniente utilizarla en vez de en los cálculos. Al igual que la frecuencia angular es frecuentemente más conveniente que estando expresada en radianes por segundo (rad/s) en lugar de ciclos por segundo (Hz). Una frecuencia expresada en radianes por segundo es referida como una frecuencia angular por lo que la ecuación de Planckpuede también expresarse como: La combinación de las ecuaciones y

permite escribir:

= Elevando al cuadrado los dos lados de la ecuación

tenemos:

Cancelando las cantidades comunes a ambos lados nos queda:

= donde

es el radio de la órbita electrónica que depende de

el número cuántico principal, y donde:

[16] es el llamado radio de Bohr.

Modelo atómico de Sommerfeld Arnold Sommerfeld fue un famoso físico y matemático atómico conocido principalmente por su trabajo en teoría atómica en el campo de la mecánica cuántica y por ser mentor de la mayor cantidad de Premios Nobel de Física que cualquier otro físico. Sommerfeld descubrió que en

algunos átomos, los electrones lograban alcanzar velocidades muy cercanas a la velocidad de la luz por lo que optó por basar su análisis en la teoría relativista. Esta decisión estuvo llena de intrigas y polémicas en la época, debido a que la teoría de la relatividad aún no había sido aceptada en la comunidad científica. El modelo atómico de Sommerfeld consiste en la explicación del comportamiento de los electrones, afirmando que dentro de un mismo nivel de energía podían existir diferentes subniveles de energía, lo que provocada que se dieran diferentes variaciones de energía en un mismo nivel. Explicaba además que las velocidades que tenían los electrones llegaban a ser cercanas a la velocidad de la luz, razón por la cual estudio los electrones desde una perspectiva relativista. Realizó dos modificaciones básicas, una era que los electrones podían describir órbitas cuasielípticas, y la otra que los electrones poseían velocidades relativistas. De acuerdo con su modelo, los electrones se encontraban girando únicamente de forma circular. Una órbita céntrica dio lugar a un nuevo número cuántico el cual se llamó número cuántico Azimutal, y que delimitaría la forma de los orbitales, y se representaría con la letra l, tomando valores variables desde 0 hasta n-1. De esta manera las órbitas según el modelo atómico de Sommerfeld son: l=0 serían los que luego se conocerían con el nombre de como orbitales S. l=1 se llamaría orbital 2p u orbital principal. l=2 se conocería como d, u orbital difuso. L=3 sería el orbital llamado f o fundamental.

Postulado modelo atómico de Schrödinger

Orbitales 1s, 2s y 2p dentro de un átomo de sodio.

-Describe el movimiento de los electrones como ondas estacionarias.

-Los electrones se mueven constantemente, es decir, no tienen una posición fija o definida dentro del átomo. -Este modelo no predice la ubicación del electrón, ni describe la ruta que realiza dentro del átomo. Sólo establece una zona de probabilidad para ubicar al electrón. -Estas áreas de probabilidad se denominan orbitales atómicos. Los orbitales describen un movimiento de traslación alrededor del núcleo del átomo. -Estos orbitales atómicos tienen diferentes niveles y sub-niveles de energía, y pueden definirse entre nubes de electrones. -El modelo no contempla la estabilidad del núcleo, sólo se remite a explicar la mecánica cuántica asociada al movimiento de los electrones dentro del átomo.

Experimento El modelo atómico de Schrödinger se fundamenta en la hipótesis de Broglie, y en los modelos atómicos previos de Bohr y Sommerfeld. Para ello, Schrödinger se apoyó en el experimento de Young, y con base en sus observaciones propias, desarrolló la expresión matemática que lleva su nombre. A continuación los cimientos científicos de este modelo atómico:

El experimento de Young: la primera demostración de la dualidad onda-partícula La hipótesis de Broglie sobre la naturaleza ondulatoria y corpuscular de la materia puede ser demostrada mediante el Experimento de Young, también conocido como experimento de doble rendija. El científico inglés Thomas Young sentó las bases del modelo atómico de Schrödinger cuando en 1801 realizó el experimento para comprobar la naturaleza ondulatoria de la luz. Durante su experimentación, Young dividió la emisión de un haz de luz que atraviesa un agujero pequeño a través de una cámara de observación. Esta división se logra mediante el empleo de una tarjeta de 0,2 milímetros, ubicada paralela al haz. El diseño del experimento estaba hecho para que el haz de luz fuese más ancho que la tarjeta, así, al colocar la tarjeta de manera horizontal, el haz se dividía en dos partes aproximadamente iguales. La salida de los haces de luz era dirigida mediante un espejo. Ambos haces de luz impactaban sobre una pared en una habitación oscura. Allí se evidenciaba el patrón de interferencias entre ambas ondas, con lo cual quedaba demostrado que la luz podía comportarse tanto como una partícula como una onda.

Un siglo más tarde, Albert Einsten reforzó la idea mediante los principios de mecánica cuántica.

La ecuación de Schrödinger Schrödinger desarrolló dos modelos matemáticos, diferenciando qué ocurre dependiendo si el estado cuántico cambia con el tiempo o no. Para el análisis atómico, Schrödinger publicó a finales de 1926 la ecuación de Schrödinger independiente del tiempo, la cual se fundamenta en que las funciones de onda se comporten como ondas estacionarias. Esto implica que la onda no se mueve, sus nodos, esto es, sus puntos de equilibrio, sirven como pivote para que el resto de la estructura se mueva alrededor de ellos, describiendo una frecuencia y amplitud determinadas. Schrödinger definió a las ondas que describen los electrones como estados estacionarios u orbitales, y están asociados, a su vez, a distintos niveles de energía. La ecuación de Schrödinger independiente del tiempo es la siguiente:

Donde: E: constante de proporcionalidad. Ψ: función de onda del sistema cuántico.

Postulados del modelo Dirac Jordan En este modelo se asume que cuando las partículas son muy pequeñas, no es posible conocer su velocidad ni su posición de una manera simultánea. Adicionalmente, en las ecuaciones de dicha teoría, surge el cuarto parámetro con una característica cuántica; este parámetro es llamado número cuántico espín. Gracias a estos postulados es posible saber donde se encuentra exactamente un electrón particular, así conocer los niveles de energía de dicho electrón.

Importancia Estas postulaciones son significativas ya que tienen un aporte en el estudio de las radiaciones, así como también en la energía de ionización. Adicionalmente, son primordiales a la hora de estudiar la energía que libera un átomo durante una reacción.

Ecuación de Dirac En la física de partículas, la ecuación Dirac es una ecuación de ondas relativistas derivada por el físico británico Paul Dirac en 1928. En su forma libre o incluyendo interacciones electromagnéticas, describe todas las partículas masivas espín 1/2 como electrones y quarks para las que su paridad es una simetría. Esta ecuación es una mezcla entre la mecánica cuántica y la relatividad especial. Aunque su creador tenía planes mas modestos para ella, esta ecuación sirve para explicar la antimateria y al espín.

También fue capaz de solucionar el problema de las probabilidades negativas encontradas por otros físicos antes que el. La ecuación de Dirac es consistente con los principios de mecánica cuántica y con la teoría de la relatividad especial, siendo la primera teoría en considerar completamente la relatividad especial en el contexto de la mecánica cuántica. Fue validada por considerar los mas especiales detalles del espectro de hidrógeno en una manera completamente rigurosa. Esta ecuación también implicó la existencia de una nueva forma de materia: la antimateria; previamente insospechada y nunca observada. Años después se confirmaría su existencia. Adicionalmente, proveyó una justificación teórica a la introducción de distintos componentes en las funciones de ondas en la teoría fenomenológica del espín de Pauli. Las funciones de onda en la ecuación de Dirac son vectores de cuatro números complejos; dos de los cuales son parecidos a la función de onda de Pauli en el limite no relativo. Esto contrasta con la ecuación de Schrödinger que describe varias funciones de onda de un solo valor complejo. Aunque al principio Dirac no entendía la importancia de sus resultados, la explicación detallada del espín como una consecuencia de la unión de la mecánica cuántica y de la relatividad, representa uno de los mayores triunfos de la física teórica. La importancia de su trabajo es considerado como estar a la par de los estudios de Newton, Maxwell y Einstein.

El propósito de Dirac al crear esta ecuación era explicar el comportamiento relativo de los electrones en movimiento. De esta manera, se podría permitir al átomo ser tratado de una manera consistente con la relatividad. Su esperanza era que las correcciones introducidas pudieran ayudar a resolver el problema del espectro atómico. Al final, las implicaciones de sus estudios tuvieron mucho mas impacto en la estructura de la materia y en la introducción de las nuevas clases matemáticas de objetos que en la actualidad son elementos fundamentales de la física. TEORIA ATOMICA MODERNA

átomos. Pero no es una teoría que se haya construido rápidamente, ya que tiene más de dos siglos de historia, pasando por los filósofos griegos y llegando a los experimentos de alta tecnología. ¿Quieres conocerla?

Principio de la teoría atómica moderna    

Toda la materia está hecha de átomos, que no pueden ser destruidos ni creados. Los átomos están hechos de electrones, protones y neutrones, no es indivisible pero sí es la partícula más pequeña que toma parte en las reacciones químicas. Los átomos de un elementos pueden tener masas variables, eso se llama isótopos. Los átomos de diferentes elementos pueden tener el mismo número de masa. Se llaman isobaras.

El origen de la teoría atómica Se dice que fue Leucippus y Democritus quienes plantearon por primera vez la idea de que todo está hecho de pequeñas partículas, conocidas como átomos, en el siglo 5 antes de Cristo. Esta idea fue apoyada por algunos, pero firmemente destituida por otros como Aristóteles. Durante la Edad Media y el reinado católico, la vida se vio muy influida por las ideas de Aristóteles, por lo que el tema de los átomos no se volvió a tocar. Sin embargo, la concepción del átomo siguió viva y volvió a tener asidero durante el Renacimiento.

Historia de la teoría atómica moderna La teoría atómica moderna comienza con John Dalton, un químico y meteorólogo inglés que en el año 1808 publicó un libro que explica su teoría de los átomos bajos algunos principios: los elementos químicos se componen de átomos, y estos a su vez son idénticos en peso, aunque los de diferentes elementos tienen diferente peso. Aunque estas ideas no eran nuevas, su importancia vino al descubrir una forma de obtener el peso atómico, y también fue el primero en proponer símbolos estándar para los elementos.

Su trabajo se centraba en la estructura química de los átomos para unirse, y no tanto en la estructura interna de los mismos.} Sin embargo, la teoría moderna sobre la estructura física de los átomos se inició con el descubrimiento del electrón en 1897 por J.J. Thomson. Si bien el electrón ya había sido utilizado como palabra para definir cualquier cosa con corriente eléctrica, él fue el primero en decir que eso es una parte importante del átomo. Él también intentó mostrar dónde están los electrones en el átomo, diciendo que el átomo era una esfera cargada positivamente y rodeada de electrones cargados negativamente. Los experimentos en 1991 de Ernest Rutherford con rayos alfa llevaron a plantear al átomo con un núcleo pequeño cargado de electrones en órbita, y este modelo se acepta hoy en día. En 1913, Niels Bohr, un físico danés, propuso que los electrones sólo se movían en capas orbitales restringidas y sucesivas, y que las órbitas exteriores y de mayor energía determinan las propiedades químicas de los elementos. Además explicó que los electrones saltan de órbitas de mayor energía a otras de menor, de forma que emiten energía. En 1919, Rutherford descubrió el protón, que lleva una única carga positiva, y que se encuentra en el núcleo de los átomos. Y propuso la existencia de un neutrón, aunque el descubrimiento real lo hizo James Chadwick un año después.