ATOMO
Capitulo 1
Contenido: Resumen Introductorio, Conceptos Fundamentales de la Física Clásica, Estructura de la Materia, Modelos Atómicos y Niveles de Energía.
Resumen Introductorio
La Fisica se encarga del estudio de la materia, la energía, el tiempo y el espacio, así como las interacciones entre estos elementos. El Objetivo Principal es conocer al universo y comprender los diferentes fenómenos que en él se manifiestan.
- Materia: Todo aquello de lo que están hechos los cuerpos físicos (masa).
- Espacio: Lugar que ocupan los cuerpos (longitud, superficie volumen).
- Tiempo: Aquello que viene dado por los cambios que sufren los cuerpos (intervalo de tiempo - segundos, días, años).
- Un escalar depende de un número.
- Puede ser positivo o negativo.
- Solo tiene magnitud y no dirección.
- La temperatura, el volumen, la masa, densidad, carga eléctrica y el tiempo son magnitudes escalares.
- Tiene magnitud dirección y sentido.
- La fuerza y la velocidad son cantidades vectoriales.
- Los vectores se designan con letra mayúscula o letra minúscula con una flecha sobre la misma.
VECTORES
Son segmentos orientados de recta que tiene magnitud y direccion.- Magnitud: Valor numérico con su respectiva unidad. Estas unidades son físicas tales como Newtons, Libras, $\frac{m}{s^{2}}$ , $\frac{Km}{h}$, etc.
- Dirección Angulo que forma con el eje de la X. Si el ángulo dado está con respecto a Y, debe restarse 90 grados. En ocasiones un vector está horizontal o vertical, en tales casos debe mencionarse como dirección el ángulo que corresponde al eje de coordenadas.
- Vectores cuya magnitud es 1 y cuya dirección y sentido son los de alguno de los ejes del sistema cartesiano.
- Es posible también definir vectores unitarios en direcciones arbitrarias (direcciones correspondientes a vectores concretos).
- Para ello, se divide el vector para su magnitud. Al multiplicar un número cualquiera N por un vector unitario, se obtiene un vector cuya magnitud es de |N| y su dirección y sentido corresponden al del vector unitario.
Cinemática del movimiento
- Movimiento rectilíneo uniforme
- Movimiento rectilíneo uniformemente variado
- Lanzamiento de un proyectil
- Caída libre
Sistemas de fuerzas y equilibrio
Una partícula está en equilibrio cuando la fuerza resultante que actúa sobre ella es cero: $\sum F=0$. Si un objeto acelera cuando fuerzas externas actúan sobre él, entonces la fuerza neta es igual a su masa por aceleración: $F = m \cdot a$. Diagrama de cuerpo libre: Es la representacion que muestra a un cuerpo aislado con todas las fuerzas (en forma de vectores) que actúan sobre él. (peso, la normal, el rozamiento, la tensión, etc).
Estructura de la materia
En la antigüedad se consideraba que la materia era continua e indivisible. En el siglo XVIII, diversos experimentos confirmaron que era posible separarla en partículas más pequeñas.
- La naturaleza está formada por partículas muy pequeñas e indivisibles: átomos.
- La materia está formada por partículas indivisibles que no pueden crearse ni destruirse.
- Los átomos de un elemento son idénticos entre sí con el mismo peso y propiedades.
- Una reacción química constituye solo un reordenamiento de átomos, nunca la creación o destrucción de los mismos.
- La colocación de los electrones en los átomos determina sus propiedades físico-químicas.
Modelos Atomicos
Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo. Modelo atómico de Dalton 1808-1810:
- Un elemento es una substancia que está formado por átomos iguales.
- Un compuesto es una substancia que está formada por átomos distintos combinados en una relación numérica sencilla y constante.
- En una relación química, los átomos no se crean ni se destruyen, sólo cambian las uniones entre ellos.
- Se Consideraba que los átomos son esferas sólidas, como bolas de billar.
Modelo atómico de Thomson (1898)
- En el átomo existe una partícula con carga eléctrica negativa a la que llamó electrón.
- La materia solo muestra sus propiedades eléctricas en determinadas condiciones, entonces se supone que es neutra.
- El átomo es una esfera maciza en la que se encuentran incrustados los electrones.
La ley de Joule debe su nombre a su descubridor el físico inglés Joseph John "J.J." Thomson
. Fue un científico británico, descubridor del electrón, de los isótopos e inventor del espectrómetro de masa.
En 1906 fue
galardonado con el Premio Nobel de Física.
Modelo atómico de Rutherford (1911)
- Experimento de Rutherford.
- Descubrió el protón, partícula que tiene la misma carga que el electrón pero distinta masa.
- La materia está prácticamente hueca, pues la mayor parte de las partículas α atraviesan sin desviarse.
- Las partículas α rebotan debido a las repulsiones electrostáticas que sufren al pasar cerca de las cargas positivas
- El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y prácticamente toda su masa.
- El núcleo contiene protones en número igual al de electrones del átomo (número atómico).
- La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que están fuera del núcleo.
- Los electrones giran a mucha velocidad en torno al núcleo y están separados de éste por una gran distancia. La suma de la masa de los protones y de los electrones no coincide con la masa total del átomo, por lo que Rutherford supuso que en el núcleo tenía que existir otro tipo de partículas. Posteriormente, James Chadwick (1932) descubrió estas partículas sin carga, y masa similar a la del protón, que recibieron el nombre de neutrones.
El Modelo de Rutherford debe su nombre a su descubridor el físico inglés Ernest Rutherford
. físico y químico neozelandés.
Se dedicó al estudio de las partículas radiactivas y logró clasificarlas en alfa ($\alpha$), beta ($\beta$) y gamma ($\gamma$). Halló que la radiactividad iba acompañada por una desintegración de los elementos,
lo que le valió para ganar el Premio Nobel de Química en 1908. Se le debe un modelo atómico, con el que probó la existencia
del núcleo atómico, en el que se reúne toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo. Consiguió la primera transmutación
artificial con la colaboración de su discípulo Frederick Soddy.
Durante la primera parte de su vida se consagró por completo a sus investigaciones, pasó la segunda mitad dedicado a la
docencia y dirigiendo los Laboratorios Cavendish de Cambridge, en donde se descubrió el neutrón. Fue maestro de Niels Bohr y
Otto Hahn.
Modelo atómico de Bohr (1913)
- Se basa en principios cuánticos de Plac y Einstein. El electrón se mueve en unas órbitas circulares permitidas (niveles de energía), donde no admite ni absorve energía.
- La diferencia con los demás modelos es, por ejemplo, que en el de Rutherford los electrones giran describiendo órbitas que pueden estar a una distancia cualquiera del núcleo, mientras que en el modelo de Bohr sólo se pueden encontrar girando en determinados niveles.
El Modelo de Bohr debe su nombre a su descubridor el físico danés Niels Henrik David Bohr
. Realizó contribuciones fundamentales para la comprensión de la
estructura del átomo y la mecánica cuántica. Fue galardonado con el Premio Nobel de física en 1922.
Modelo atómico actual Schrödinger y Heisenberg (1926)
- Aquí se sustituye la idea de que el electrón se sitúa en determinadas capas de energía por la de orbital.
- Un orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
- Principio de incertidumbre: hay un límite en la precisión con la cual podemos determinar al mismo tiempo la posición y la velocidad de una partícula. El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo.
- No es posible predecir la trayectoria exacta del electrón alrededor del núcleo.
- Existen varias clases de orbitales que se diferencian por su forma y orientación en el espacio; así decimos que hay orbitales: s, p, d, f.
- En cada nivel energético hay un número determinado de orbitales de cada clase.
El Modelo de Bohr debe su nombre a su descubridor el físico alemán
Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld
.
fue un físico alemán que introdujo
la constante de la estructura fina en 1919. Además de sus aportaciones como científico en los campos de la física atómica
y de la física cuántica, es destacable su labor como docente,
siendo director de tesis doctorales de numerosos futuros ganadores del premio Nobel tanto en física como en química.
Niveles de energía
- Espectros atómicos obtenidos experimentalmente sugerían la existencia de estados energéticos de los átomos.
- Los electrones tendrían diferentes energías que corresponden al nivel energético en el que se encontrarían.
- Bohr propuso el modelo atómico que tenía en cuenta la existencia de dichos niveles energéticos.
- Cada electrón ocupa un determinado escalón de energía en el átomo.
- Los electrones pueden pasar de un nivel energético a otro, mediante absorción (ganancia de energía) o emisión (pérdida de energía) de un fotón.
Todos los electrones ocupan niveles de menor energía posible.
- Estado excitado del átomo: uno o varios electrones toman la energía necesaria para pasar a otro nivel superior, transmitiendo energía al átomo.
- Posteriormente regresan a sus estados iniciales emitiendo, en forma de fotones, la energía radiante correspondiente al cambio efectuado.
- La distribución de los electrones se correspondería con la existencia de los números cuánticos (principal, secundario, magnético y spin). A cada nivel energético le correspondía un valor del respectivo número cuántico principal designado por la letra minúscula n.
- El nivel n=1, denominado con la letra s, carece de cualquier subnivel.
- El nivel n=2 se estructura en dos subniveles energéticos denominados s y p.
- El nivel n=3 consta de tres subniveles s, p y d.
- El nivel n=4 tiene cuatro subniveles s, p, d y f.
- Cada subnivel admite un número distinto de electrones:
- En cada subnivel s caben 2 electrones.
- En cada subnivel p caben 6 electrones.
- En cada subnivel d caben 10 electrones.
- En cada subnivel f caben 14 electrones.
Números cuánticos de los electrones
Indican la posición y la energía de un electrón en un átomo.
- Número cuántico principal [n]: representa los niveles energéticos principales del electrón o las órbitas. Cuanto mayor sea el valor de n, mayor será la energía electrónica y la posibilidad de que el electrón esté más alejado del núcleo. Los valores de n son enteros positivos y varían entre 1 y 7.
- Número cuántico secundario [l]: especifica los subniveles de energía dentro de los niveles energéticos principales donde la probabilidad de encontrar un electrón es alta si ese nivel energético está ocupado. Los valores permitidos son: l=0, 1, 2, 3, n-1. l = 0→s, l = 1→p, l = 2→d, l = 3→f
- Número cuántico magnético [ml]: Define la orientación espacial de un orbital atómico y afecta poco la energía de un electrón. ml tiene valores permitidos entre –l y +l incluyendo el cero. Hay 2l+1 valores permitidos para ml , es decir, sólo hay un orbital s, hay tres orbitales p, cinco orbitales d y siete orbitales f para cada uno de los subniveles s, p, d, f.
- Número cuántico de giro del electrón (spin) [ms]: expresa las dos direcciones de giro permitidas para el electrón en torno a su propio eje, sus valores son +1/2 y -1/2.
Estado Cuantico de un electrón por sus niveles
Capitulo 1
Temas Tratados
- Conceptos Fundamentales de la Física Clásica, Estructura de la Materia,
- Estructura de la Materia
- Modelos Atómicos y Niveles de Energía.