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Modelos Atómicos

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Miriam Carrizales

on 30 August 2013

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Modelos Atómicos

Modelo de Dalton
Modelo Atomico de Thomson
Modelo Atomico de Perrin
Integrantes:
Itshamara Beltrán Lopez
y
Miriam Carrizales Raya

Modelo de Dalton:

Fue el Primer Modelo Atómico con bases científicas fue formulado en 1808 por John Daltón .
Este Modelo Explica porque las sustancias se combinan químicamente en ciertas Porciones .
Postulados de Daltón:
- La Materia esta Formada por partículas muy pequeñas llamadas "Átomos" que son indivisibles y no se pueden destruir.
-Los átomos de un Mismo elemento son iguales entre si , tienen su propio peso y cualidades propias .
-Los átomos pertenecen sin división, aun cuando se combinen en reacciones químicas .
- Los átomos al formar compuestos guardan relaciones simples.
-Los compuestos quimicos se forman al unirse átomos de 2 o mas elementos .
Errores de Su Teoría :
- Decía que los átomos No se podían subdividir por ningún procedimiento químico.
- Postulado incorrecto ya que a partir de 1850 se extendieron hasta el siglo XX.
Correcto: Se demostró que los átomos poseen estructuras internas llamadas partículas subatómicas que son el electrón , el protón y el neutrón .
John Dalton Eaglesfield
( Gran Bretaña 1766- 1844)
Quimico Fisico Britanico, Elihu Robinson se convirtio en su mentor y fuente de estimulo a las matematicas y las ciencias.
En 1781 John Cough hijo ciego de un comerciante se hizo amigo de John Dalton y su mentor le enseño Matematicas, Lengua y Optica .
En 1792 a los 26 años. Descubre que es Daltonico junto con su hermano George .
En 1793 Publica su primer libro ( Meteorological Observations and Essays) donde decia que el aire era una mezcla fisica de gases en lugar de una combinacion quimica .
En 1802 establecio La Ley de las Presiones Parciales ( Ley de Dalton )
"Cuando Dos Fluidos Elasticos A y B se mezclan , no hay repulsion entre una particula A y B pero si, entre una particula de B y Otra particula de B "
Postula la Ley Proporciones Multiples.
Estudiaba la reaccion de Oxido nitrico con oxigeno.
Cuando descubrio que la reaccion podia tener lugar con 2 proporciones diferentes .
1:1.7 y Otras 1:34 ( en poso)
Dice que los pesos de dos elementos , siempre se combinan en tre si en proporciones de numeros enteros pequeños.
-Publica pesos de numeros atomicos y simbolos
Joseph John Thomson

Fisico Britanico .
En 1897 descubrio una nueva particula y demostro que esta era aproximadamente mil veces mas ligera que el hidrogeno
.
Esta particula fue bautizada por Stoney con el Nombre del electron
..
1. En identificar particulas subatomicas .
2. Obtuvo la relacion entre la carga electrostatica y la masa del electron .
3. Examino los rayos positivos y en 1912 descubrio el modo de utilizarlos en la separacion de atomos de diferente masa .
El obejtivo se consiguio desviando los rayos positivos en campos electricos y magneticos ( lo que llamamos espectometria de masas)
Con esta tecnica descubrio que el
neon posee 2 isotopos, el neon 20 y neon 22

Experimentos de Thomson
A finales del siglo XIX, el átomo era considerado indivisible. Joseph J. Thomson consiguió dar fin a esta idea mediante un importante experimento que llevó al descubrimiento de una nueva partícula: el electrón.

Los Rayos Catodicos
Los rayos catódicos
Thomson realizó sus experimentos usando rayos catódicos, esos que encontrábamos hasta hace pocos años dentro de nuestros televisores. Pues bien, la investigación sobre estos rayos se inició a finales del siglo XIX y consistía en la creación de un tubo de vacío con dos electrodos en su interior. Los electrodos se conectan a un circuito, de forma que uno de los electrodos queda cargado negativamente (cátodo) y otro positivamente (ánodo).

Cuando el cátodo se calienta, un flujo eléctrico pasa de éste al ánodo, lo que indica que está cargado negativamente y además se puede producir iluminación si se coloca una sustancia fluorescente al final del tubo. Estos rayos se emiten siguiendo una línea recta entre cátodo y ánodo y siguen así si no encuentran interferencias.

Se sabía que estos rayos podían ser desviados por un campo magnético, pero los intentos de desviarlos con un campo eléctrico habían sido infructuosos. Thomson pensaba que esto podía ser un problema de insuficiente vacío en el tubo, así que construyó su propia versión para conseguir el vacío más perfecto posible dentro de él.

Error en la Teoría de Thomson:
- Para establecer un modelo de la estructura del atomo, fue incorrecto en algo, pues el suponía que las particulas cargadas positivamente se encontraban mezcladas Homogeneamente con las Negativas .
¿Quien es George Johstone Stoney ?
Fisico y Matematico. Estudio la estructura de la materia, realizo la primera evaluacion del numero de Avogadro, En 1874 decía que la electricidad era creada por unos cúrpulos que llamo electrones.
Jean Baptise Perrin
Jean Baptiste Perrin (n. Lille, 30 de septiembre de 1870 - † Nueva York, 17 de abril de 1942) fue un físico-químico francés galardonado con el Premio Nobel de Física en 1926.

Cursó estudios en la Escuela Normal Superior de París, siendo posteriormente profesor de la misma desde 1891. En 1910 se incorporó a la Universidad de París como profesor de físico-química, que dirigió desde 1927 a 1940.

Durante la I Guerra Mundial sirvió en el ejército francés. En 1923 fue elegido miembro de la Academia de Ciencias de Francia. En 1936 fue desigando subsecretario de Estado para asuntos científicos en el Gobierno del Frente Popular de Léon Blum.
Modelo Atomico
de Perrin:
Modificó el modelo atómico de Thomson, sugiriendo
por primera vez que las
cargas negativas son
externas al "budin".
En 1895 el físico francés
Jean Baptiste Perrin encontró que los rayos catódicos depositaban carga en un electroscopio, con lo que confirmó que se trataban de partículas cargadas. Fue por aquellas fechas que el inglés Joseph John Thomson se interesó en medir la velocidad de dichas partículas, que serían finalmente identificadas como los electrones.
Modelo Atomico de Ernest Rutherfor
Ernest Rutherford
(Nelson- Nueva Zelanda 1871- Londres 1937)
Fisico, Quimico Britanico
Investigo sobre la detección de las radiaciones electromagneticas y sobre la ionización de aire producida por los rayos X.
Estudio las emisiones radioactivas descubiertas por H Bequere y logro clasificarlas en Alfa , Beta y Gamma .
En 1902 con F. Soddy formulo la teoria de la radioactividad natural (asociada a la transformacion espontanea de los elementos .
- Colaboro con H. Geiger en el desarrollo del contador de Geiger.
-1908 Demostró quer las partículas Alfa son iones de helio.
-1911 descubrió el modelo atómico de Rutherford perfeccionado por Niels Bohr .
En la primera guerra mundial estudió la detección de submarinos medianate Ondas Sonoras.
-En 1919 logro la primera Transmutacion Artificial de elementos químicos mediante el Bombardeo de un atomo de Nitrogeno con Particulas Alfa.

Modelo Atomico de Rutherford

Abandono la Idea de que el átomo sería como un budín de pasas (thomson) ya que segun este modelo los Rayos Alfa se desvian debilmente y nunca con angulos de dispersión de 90° y 180° como ocurría en el experimento del descubrimiento del nucleo atomico .
-Rutherfor decía : el átomo es un sistema dinámico con carga positiva y los electrones giran alrededor en trayecto circulares y concentricas, de masa que se neutraliza la fuerza de atraccion electrica que ejerce el núcleo .
Por tanto: Los electrones que estarían girando alredeor estan en estado de Equilibrio.

Descubrimiento del Núcleo átomico
En 1909 Ernest Rutherford, junto con la ayuda de Hans Geiger y junto con Ernest Marsden hicieron esto:
Contra una lamina muy Delgada de Oro (pan de oro) cuyo espesor 0.0006 mm se lanzo rayos alfa formando = Particulas de Gran masa y carga positiva que eran los nucleos de helio .
Rutherfor Explicó la dispersion de los rayos alfa basandose en :
1. El atomo tiene una parte Central llamada núcleo ( de carga +) compacto y muy denso por la totalidad de la masa atomica concentrada en el .
2. El campo electrico generado por el núcleo es muy intenso y causa la desviacioon de rayos alfa por repulsion electrica.
3. El átomo es casi vacio, ya que los electrones de poca masa ocupan gran espacio cuando giran entorno al núcleo .

Error del Modelo Atomico de Rutherford:
Segun la fisica clasica una particula cargada electricamente se mueve con velocidad variable y emite o pierde energia en forma de ondas electromagneticas .
Entonces decia que el electron (con carga negativa) viajaba con aceleracion angular descubriendo una Trayectoria Angular y una trayectoria circular la cual perdía energía al acercarse poco a poco al núcleo siguiendo una trayectoria en espiral hasta caer el núcleo .
Osea la autodestruccion o colapsamiento del átomo, lo cuál nunca ocurre.
Para ello era necesaria principios y Leyes para las partículas microscopicas como
-Átomos , Moleculas y Partículas subatómicas
Que hoy en día es Mecánica Cuantica (relativista y no relativista)
Modelo Atomico de Bohr
Niels Bohr
(Niels Henrick David Bohr) 1885-1962
Bohr (Niels Hendrik David). Físico danés. Nació el 7 de octubre de 1.885,
Copenhague. Bohr
trabajó,durante 2 años, como becario postgraduado en la Gran Bretaña;
allí entró en contacto con Ernest Rutherford, cuyo modelo atómico mejoró
de forma decisiva con la ayuda de la teoría cuántica formulada por Max Planck.
Mientras que Rutherford no consiguió órbitas concretas a los electrones que giran alrededor del núcleo, Bohr les asignó trayectorias concretas que dependían de la emisión o captura de quantos de energía. Entre 1.926 y 1.930 formuló, en colaboración con Werner Heisenberg, la llamada interpretación de Copenhague de la mecánica cuántica ,según la cual la radiación electrmagnética debe interpretarse como una onda y como un corpúsculo.
Tras el descubrimiento de la fisión nuclear por parte de Otto Hahn, Bohr desarrolló una teoría física para explicar el fenómeno descubierto. A partir del año 1.926 bohr fue catedrático de física teórica de la Universidad de Copenhague. Desde 1.920 dirigió el instituto de física de dicha ciudad.
En 1.943 emigró a los Estados Unidos en donde participó en el desarrollo de la bomba atómica estadounidense. Una vez finalizada la Segunda Gerra Mundial regresó a Copenhague.
En 1.922 fue galardonado con el premio Nobel por sus investigaciones acerca de la estructura del átomo. Murió el 18 de noviembre de 1.962, Copenhague.
Portulado 1 :
Modelo Átomico de Sommerfeld
Físico alemán, que realizó importantes trabajos sobre el átomo, proporcionando
la nueva teoría sobre las órbitas elípticas.

Nace en Königsberg el 5 de diciembre de 1868 y allí realiza sus estudios
universitarios, siendo alumno de Hilbert y Lindermann. Fue profesor de Física Teórica en la Escuela Técnica de Aquisgrán, en la universidad de Berlín y posteriormente en la universidad de Munich, ciudad en la que vivió gran parte de su vida. Muere en Munich el 26 de abril de 1951.
Entre sus obras destacan "Átomos y líneas espectrales" (1919) y "Introducción a la física teórica" (1948).
Realiza diversos estudios relativos a la formulación de la teoría del giróscopo, a la propagación de las ondas radioeléctricas, al carácter ondulatorio de los rayos X, pero fundamentalmente destacan los relacionados con las rayas de los espectros aplicando los avances de la teoría relativista y la mecánica cuántica; establece también la relación entre capacidad eléctrica y calorífica de los metales y deduce la teoría cuántica de los electrones libres en los metales (1928).
Modelo Átomico de Sommerfeld

Modelo Átomico de Dirac - Jordan
Modelo Átomico de Schodringer
Es un Modelo cuantico no Relativista se basa en la solucion de la ecuación de Schodringer para un potencial electrostatico con simetria esferica, llamado ta,mbien atomo de hidrogeno idee.
En este modelo el electron se contemplaba originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaia rapidamente al sobrepasar el radio átomico .
El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia.Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material.
Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de lafunción de ondad e los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículascuasi puntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en lainterpretación posterior del modelo, éste era modeloprobabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que ni la posición ni el movimiento del electrón en elátomo variaba de manera determinista.
Modelo de Dirac - jordan
Basándose en la mecánica cuantica ondulatoria, en 1928 Paúl Dirac logró una descripción cuantico-relativista del electrón, predicando la existencia de la antimateria. En las ecuaciones de Dirac y Pascual Jordán (1902-1980) aparece el cuarto parámetro con característica cuantica, denominado S, además de los ya conocidos N, L y M.
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.


Modelo de Dalton :

Los símbolos de Dalton
Para Dalton, cada elemento está formado una clase de átomos, distinto en sus propiedades a los átomos de los demás elementos y, justamente, es esta distinción lo que separa un elemento de otro y los hace diferentes.

Así, asignó a cada elemento conocido un símbolo distinto, su símbolo químico que con posterioridad ha ido cambiando hasta llegar a los modernos símbolos químicos actuales.
Experimento de Thomson
Thomson preparó su tubo con un cuidado extremo, consiguiendo el mejor vacío del que fue capaz e incluyendo dos placas dentro que servirían para generar un campo eléctrico. La sección del tubo usado para el experimento es la siguiente:
Los rayos salían del cátodo, atravesaban el ánodo, cruzaban la región en la que podían activarse tanto el campo eléctrico como el magnético y terminaban en el lado opuesto del tubo. En esta parte final, Thomson dibujó una serie de señales para medir la desviación de los rayos. El campo magnético era generado por unos electroimanes exteriores al tubo.
Gracias al vacío conseguido por Thomson en su tubo, pudo ver cómo los rayos catódicos se desviaban por la acción del campo eléctrico. Además, en un experimento anterior, ya había demostrado que la carga negativa y la luminosidad eran indivisibles, al contrario de lo que pensaban algunos investigadores.
Cómo calculó la Velocidad

Thomson quería saber más acerca de estos rayos, así que aprovechó los campos magnético y eléctrico para calcular la velocidad. El campo magnético desviaba el rayo hacia una dirección, y el campo eléctrico hacia la contraria, de forma que ajustando las intensidades de ambos podía conseguir que el rayo mantuviera su dirección original y llegara recto al final del tubo.

Ahora bien, Thomson sabía que la fuerza que ejercía el campo magnético era

F = Bqv, donde B era la intensidad del campo magnético, q era la carga de las partículas que formaban el rayo y v la velocidad de las mismas.

Por otro lado, Thomson sabía que la fuerza ejercida por el campo eléctrico era

F = Eq, donde E era la intensidad del campo eléctrico.
1. Cuando los campos magnético y eléctrico están desactivados, el rayo catódico mantiene su dirección original en línea recta.
2. Con el campo eléctrico activado, el rayo catódico es atraído por la carga positiva del mismo doblándose hacia “arriba”.
3. Con el campo magnético activado, el rayo catódico sufre una fuerza que le hacer girar hacia “abajo”. La orientación del campo magnético en este caso sigue la línea de un lápiz que atravesara la pantalla.
4. Con los campos magnético y eléctrico activados, Thomson fue probando con la intensidad de ambos hasta que el rayo catódico siguió una línea recta. Es decir, Thomson configuró ambos campos para que las fuerzas ejercidas sobre el rayo catódico se anularan entre sí.
Cuando los rayos se mantenían rectos
aplicando un campo magnético y otro
eléctrico, se cumplía la siguiente relación:

Bqv = Eq, o lo que es lo mismo:
Bv = E, ya partir de esta relación
pudo calcular la elocidad como el
cociente entre la intensidad
del campo eléctrico y el magnético (E/B).

Thomson conocía los valores de intensidad de los campos eléctrico y magnético que estaba aplicando, así que pudo calcular la velocidad de las partículas; el resultado aproximado fue de 1/3 de la velocidad de la luz cuando conseguía las mejores condiciones posible de vacío en el tubo. Esto significaba que no se podía tratar de una onda electromagnética, ya que estas viajaban a la velocidad de la luz en el vacío. Thomson ya lo sospechaba y, tras esta confirmación, quería saber algo más acerca de esos corpúsculos con carga que debían conformar el rayo catódico.
Carga y Masa del Electrón
Una vez conocida la velocidad, Thomson desactivó el campo magnético, de forma que el rayo
quedaba desviado únicamente por el campo eléctrico. Con estas condiciones y conociendo la
velocidad, pudo obtener la relación entre carga y masa del electrón.

Para ello debía medir la aceleración que sufrían las partículas en el eje y cuando se encontraban
dentro del campo eléctrico. En su ponencia de los premios Nobel, lo comparó con el cálculo del desplazamiento en la vertical de un proyectil balístico; en este caso en lugar de la aceleración provocada por la gravedad g, utilizaría la aceleración provocada por el campo eléctrico y el valor del tiempo ya lo conocía al tener el dato de la longitud (l) y la velocidad (v) que había calculado anteriormente:
Como el desplazamiento y podía medirlo en el tubo, conseguía despejar facilmente el valor q/m, es decir, el ratio entre la carga de la partícula y su masa.
Resultados:
Los resultados fueron sorprendentes ya que, independientemente del material que se usara para el electrodo, la
relación q/m era constante, lo que significaba que los corpúsculos responsables de los rayos catódicos eran
siempre iguales y no dependían del material de partida. Además, la relación q/m era muy inferior a la ya conocida
del átomo de hidrógeno. Con esto, Thomson ya pudo predecir que había descubierto una partícula fundamental con un peso muy inferior al átomo de hidrógeno.

Para confirmarlo, Thomson hizo un tercer experimento con el que obtuvo una aproximación
de la carga de esta partícula. En este caso, su resultado no fue tan acertado como en el
resto de sus experimentos, pero su intento fue el germen del que sería uno de los experimentos
más importantes de la física, con el que Millikan logró obtener el valor de la carga del electrón,
pero eso es otra historia ;P.
En 1906 J.J. Thomson recibió el premio Nobel de física por el descubrimiento de esta
nueva partícula que acabaríamos llamando electrón.
Curiosidades de la Ciencia
Thomson no habló del electrón en sus primeros
resultados. Él se refería a esta partícula como
corpúsculo.
El nombre de electrón curiosamente
fue acuñado anteriormente al descubrimiento de
Thomson por el físico irlandés
George Johnstone Stoney,
que en 1874
publicó una hipótesis según la cual la
electricidad estaba formada por pequeños
corpúsculos llamados electrones.
Está claro que Stoney no andaba muy desencaminado.
George Johnstone Stoney

En 1940 se trasladó a los Estados Unidos, participando en el movimiento llamado Francia Libre y dirigió el departamento científico de la Escuela Libre de Estudios Superiores de Nueva York.

Fue el padre de Francis Perrin, también físico, especialista en fisión nuclear, quien dirigió la Comisión para la Energía Atómica de Francia (CEA) de 1951 a 1970.

Jean Baptiste falleció el 17 de abril de 1942 en Nueva York,
siendo transportadas sus cenizas el 17 de noviembre
de 1948 al Panteón de París.
Investigaciones Cientificas
En 1895 demostró que los rayos catódicos tenían naturaleza de carga eléctrica negativa. En 1908 calculó de forma exacta el número de Avogadro (número de moléculas contenidas en un mol de gas en condiciones normales). También explicó la energía solar como consecuencia de las reacciones termonucleares del hidrógeno.

Miembro de las Conferencias Solvay de 1911 y 1927, en 1926 fue galardonado con el Premio Nobel de Física por sus trabajos relativos a la discontinuidad de la materia y por el descubrimiento del equilibrio de sedimentación.
(Nelson, Nueva Zelanda, 1871-Londres, 1937) Físico y químico británico. Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de JJ. Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal, en Canadá. A su regreso al Reino Unido (1907) se incorporó a la docencia en la Universidad de Manchester, y en 1919 sucedió al propio Thomson como director del Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge.

Por sus trabajos en el campo de la física atómica, Ernest Rutherford está considerado como uno de los padres de esta disciplina. Investigó también sobre la detección de las radiaciones electromagnéticas y sobre la ionización del aire producida por los rayos X. Estudió las emisiones radioactivas descubiertas por H. Becquerel, y logró clasificarlas en rayos alfa, beta y gamma.
H. Bequerel
El módelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:

-El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.

-Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.

-La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.

Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia.
Postulados de Bohr:
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 :
2) El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza centrífuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de las cargas opuestas.
Segundo Postulado

mvr = n · h/(2 · p) -> r = a0 · n2 donde:

m: masa del electrón = 9.1 · 10-31 kg
v: velocidad del electrón
r: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo
h: constante de Planck
n: número cuántico = 1, 2, 3...
a0: constante = 0,529 Å

Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.


Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.

Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía absorbida o emitida será:




En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía.
Tercer Postulado
Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de
energía Ei
cambia discontinuamente su movimiento de forma
que pasa a otra órbita de energía Ef
se emite o absorbe energía
electromagnética para compensar el cambio de la
energía total.
La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei– Ef)
dividida por la constante de Planck h

Cuarto Postulado
Constante de Planck:
Max Planck demostró que el universo es cuántico y no continuo
La constante de Planck es la relación entre la cantidad de energía y de frecuencia asociadas a un cuanto o a una partícula elemental.
Es una constante física que desempeña un papel central en la teoría de la mecánica cuántica y recibe su nombre de su descubridor, Max Planck, uno de los padres de dicha teoría.
La constante de Planck (representada por la letra h) relaciona la energía E de los fotones con la frecuencia ν de la onda lumínica (letra griega nu) según la fórmula:
En el año 1901, el físico alemán Max Planck afirmó que sólo era posible describir la radiación del cuerpo negro con una fórmula matemática que correspondiera con las medidas experimentales, si se aceptaba la suposición de que la materia sólo puede tener estados de energía discretos y no continuos.

Esto quiere decir que ciertas propiedades físicas sólo toman valores múltiplos de valores fijos en vez de un espectro continuo de valores.
Max Planck
Max Planck (1858 - 1947)

La idea era que la radiación electromagnética emitida por un cuerpo negro se podía modelar como una serie de osciladores armónicos con una energía cuántica. Relacionando la energía (E) de los fotones de la radiación, con su frecuencia y con su momento angular, se obtiene:
Este modelo se mostró muy exacto y desde entonces se denomina ley de Planck y significa que el universo es cuántico y no continuo.
A nivel macroscópico no parece ser así, pues el valor de la constante de Planck es tan pequeño que el efecto de esta "cuantización" o "discretización" de los valores de la energía de cualquier sistema aparentemente varían de forma continua.
Los dos dígitos entre paréntesis denotan la incertidumbre en los últimos dígitos del valor.
La constante de Planck
es uno de los números más importantes del universo y ha dado lugar a que la mecánica cuántica ha sustituido a la física tradicional. La constante de Planck aparece igualmente dentro del enunciado del
principio de incertidumbre de Heisenberg.
Curiosidades Cientificas:
Durante la Segunda Guerra Mundial, Planck intentó convencer a Adolfo Hitler de que perdonase la vida a los científicos judíos. Sin embargo, no pudo evitar la expulsión de Einstein del círculo científico alemán.

Erwin, el hijo de Planck, fue ejecutado por alta traición el 20 de julio de 1944, por la supuesta colaboración en el intento de asesinato de Hitler.

Max Planck falleció en Göttingen el 4 de octubre
de 1947. Es uno de los grandes en la ciencia
moderna y fue uno de los que conmovieron los
cimientos de la física en el siglo XX.

La física cuántica ha revelado los secretos mejor
guardados de la naturaleza del mundo real. Gracias a Planck sabemos que nada es como parece ser.

Sin duda, el desarrollo de la cuántica en el siglo XXI traerá asombrosas revelaciones.
Planck también contribuyó considerablemente a ampliar esta teoría.
La hipótesis de Einstein sobre la ligereza del quantum (el fotón),
basada en el descubrimiento de Philipp Lenard de 1902 sobre el
efecto fotoeléctrico, fue rechazada inicialmente por Planck, así
como la teoría de James Clerk Maxwell sobre electrodinámica.

En 1910, Einstein apuntó que el comportamiento anómalo del calor
específico en bajas temperaturas era otro ejemplo de un fenómeno
que desafiaba la explicación de la física clásica.

En 1911, en una reunión científica celebrada en Bruselas, Einstein
conversó con Planck acerca de sus investigaciones y de sus dudas.
A partir de aquel momento les unió una gran amistad. Plank era
Decano en la Universidad de Berlín y se las arregló para que
Albert Einstein fuera designado profesor de física.
Max Planck Y Su Contribuciones
:
El físico alemán Werner K. Heisenberg es conocido sobre todo por formular el principio de incertidumbre, una contribución fundamental al desarrollo de la teoría cuántica. Este principio afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula. Heisenberg fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1932. El principio de incertidumbre ejerció una profunda influencia en la física y en la filosofía del siglo XX.
K. Heisenberg
Werner Karl Heisenberg

Inclinado desde joven hacia las matemáticas, y en menor medida por la física, intenta en 1920 empezar un doctorado en matemática pura, pero
Ferdinand von Lindemann lo rechaza como alumno porque está próximo a jubilarse. Le recomienda hacer sus estudios de doctorado con el físico Arnold Sommerfeld como supervisor, quien lo acepta de buen grado. Tiene como compañero de estudios a Wolfgang Pauli.

Durante su primer año toma esencialmente cursos de matemática con la idea de pasarse a trabajar en teoría de números apenas tenga la oportunidad, pero poco a poco empieza a interesarse por la física teórica.
Intenta trabajar en la Teoría de la Relatividad de Einstein y Pauli le aconseja que se dedique a la Teoría Atómica en la que todavía había gran discrepancia entre teoría y experimento.

Obtiene su doctorado en 1923 y en seguida viaja a Gotinga, donde trabaja como asistente de Max Born. En 1924 viaja a Copenhague y conoce a Niels Bohr.
Correciones al Modelo de Bohr : Numeros Cuanticos
En el modelo original de Bohr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón:

· Número cuántico secundario o azimutal (l)
· Número cuántico magnético (m)
· Número cuántico de espín (s)
Número cuántico secundario o azimutal (l): corrección de Sommerfeld
.

En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.
Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia.

Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos son:
l = 0, 1, 2, ..., n - 1


Por ejemplo, si n = 3, los valores que
puede tomar l serán: 0, 1, 2
Número cuántico magnético (m).

Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann).
Valores permitidos: - l, ..., 0, ..., + l
Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale l = 2, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2


El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique.
Número cuántico de espín (s).


Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores: +1/2, -1/2.


Insuficiencias del Modelo de Bohr

· El modelo de Bohr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico.
· Además, los postulados de Bohr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica.
· El modelo no consigue explicar como los átomos individuales obran recíprocamente con otros átomos para formar los agregados de la sustancia que observamos.
El Atomo de Bohr
El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr
-El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.
- El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.
- Si se le comunica energía a
este electrón, saltará desde la
primera órbita a otra de mayor
energía. cuando regrese a la
primera órbita emitirá energía
en forma de radiación luminosa.
Los espectros atómicos.
Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...)
éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda.

Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.

Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción).

Series espectrales.

Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida:

·
Serie Lyman: zona ultravioleta del espectro.

· Serie Balmer: zona visible del espectro.

· Serie Paschen zona infrarroja del espectro.

· Serie Bracket: zona infrarroja del espectro.

· Serie Pfund: zona infrarroja del espectro.
Series Espectrales del Hidrogeno

El físico alemán Arnold Sommerfeld, crea en 1916, el modelo atómico que lleva su nombre, para dar algunas mejoras al modelo atómico de Bohr, ayudándose de la relatividad de Albert Einstein, teoría que había conocido al entrar como profesor en la Universidad de Munich, cuando aun la teoría de la relatividad no estaba aceptada. Sommerfeld, es más conocido en el mundo científico por su aportación a la ciencia con la constante de la estructura fina en 1919, que es la constante física fundamental en la interacción electromagnética.

Modelo Atomico de Sommerfeld
Principio del Modelon de Sommerfeld :

El modelo atómico de Bohr, tenía algunas insuficiencias, ya que aunque funcionaba perfectamente para el átomo de hidrógeno, no funcionaba de igual manera para dar explicación a los espectros realizados para otros átomos de otros elementos, donde se veía claramente que los electrones de un mismo nivel energético poseían diferentes energías. Lo cual hacía evidente, que algo faltaba en ese modelo.

Sommerfeld, llegó a la conclusión, de que este comportamiento de los electrones se podía explicar, diciendo que dentro de un mismo nivel de energía existían distintos subniveles energéticos, lo que hacía que hubiesen diversas variaciones de energía, dentro de un mismo nivel teóricamente, Sommerfeld había encontrado que en algunos átomos, las velocidades que experimentaban los electrones llegaban a ser cercanas a la de la luz, así que se dedicó a estudiar los electrones como relativistas


Sommerfeld perfecciona el Modelo de Bohr
Fue en 1916 cuando Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr, intentando solucionar los dos defectos principales de ese modelo. De este modo, hizo dos básicas modificaciones:
Los electrones describían órbitas casi- elípticas.
Velocidades relativistas.
Según Bohr, los electrones giraban exclusivamente en modo circular. Una orbita céntrica dio lugar a un nuevo número cuántico, que se denominaría como número cuántico Azimutal, que definiría la forma de los orbitales, y se representaría con la letra l, tomando valores variables desde 0 hasta n-1.
Así, las órbitas con:

l=0 serían los posteriormente conocidos como orbitales S.
l=1 se llamaría orbital 2p u orbital principal.
l=2 se conocería como d, u orbital diffuse.
L=3 sería el orbital llamado f o fundamental.


Sommerfeld defendió,
Que el núcleo de los átomos no es permanece quieto, sino que ya sea electrón o núcleo, ambos realizan un movimiento entorno al centro de masas del sistema, que se encontrará cercano al núcleo debido a que posee una masa miles de veces mayor que la masa del electrón. Esto hacía coincidir las frecuencias calculadas con las experimentadas.
Las líneas espectrales se desdoblaban y para explicar este punto, Sommerfeld, usando buenos espectroscopios, supuso que los electrones podían tener orbitas tanto elípticas como circulares. Añade el número cuántico secundario ( l) e indica en la orbita del electrón, el momento angular de éste como,
hallando los subniveles de energía para cada nivel cuántico.

El modelo atómico de Sommerfeld, es una adaptación mejorada y generalizada del modelo atómico de Bohr, dándole a éste, un punto de vista relativista, pero aun así, no pudo explicar los modos de emisión que tenían las órbitas elípticas, pudiendo sólo descartar las órbitas circulares.

Todos estos nuevos aportes, Sommerfeld basandose en la Teoría de la relatividad de Albert Einstein, es que pudo modificar el modelo de Bohr de tal manera que en resumen se sabe por este modelo atómico que:

Los electrones se encuentran moviendose entorno al núcleo, dispuestos en órbitas de forma circular o de forma elíptica. Además que cada electrón viene a ser una corriente eléctrica minúscula.

Luego que a partir del segundo nivel energético hay dos subniveles o talvez más, que se encuentran en el mismo nivel.

En resumen desde el punto de vista relativista el modelo atómico de Sommerfeld no es nada más que una generalización del modelo atómico de Bohr, aunque no pudo comprobar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solamente aseguró que la forma de estas no era circular.
En Resumen :
Modelo Atomico de Sommerfeld
El modelo atómico de Schrödinger no se trata de un modelo relativista, sino cuántico, que está basado en la ecuación que este físico austríaco realizó en 1925.


Modelo de Schrödinger

Esta es una ecuación matemática que tiene en consideración varios aspectos:
La existencia de un núcleo atómico, donde se concentra la gran cantidad del volumen del átomo.
Los niveles energéticos donde se distribuyen los electrones según su energía.
La dualidad onda-partícula
La probabilidad de encontrar al electrón

Aunque con la mecánica cuántica queda claro que no se puede saber dónde se encuentra un electrón (Heisenberg), sí define la región en la que puede encontrarse en un momento dado. Cada solución de la ecuación de ondas de Schrödinger, Ψ, describe un posible estado del electrón. El cuadrado de la función de onda, Ψ2, define la distribución de densidad electrónica alrededor del núcleo. Este concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región del átomo, llamada orbital atómico, concepto análogo al de órbita en el modelo de
Ecuacion de Schrödinger

El modelo atómico de Schrödinger
concebía originalmente los electrones como ondas de materia.
Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas cuasipuntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que ni la posición ni el movimiento del electrón en el átomo variaba de manera determinista.

Características del modelo:
El modelo atómico de Schrödinger definía al principio los electrones como ondas de materia (dualidad onda-partícula), describiendo de este modo la ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el tiempo y el espacio de la onda material en cuestión. El electrón con su carácter ondulatorio venía definido por una función de ondas (Ψ), usando una ecuación de ondas sencilla que no era más que una ecuación diferencial de segundo grado, donde aparecían derivadas segundas de Ψ.


Modelo de Schrodinger
Cuando se resuelve esta ecuación, se ve que la función depende de unos parámetros que son los números cuánticos, como se decía en el modelo de Bohr. De este modo, el cuadrado de la función de ondas correspondía con la probabilidad de encontrar al electrón en una región concreta, lo que nos introducía en el Principio de Heisenberg. Es por esto, que en el modelo de Schrödinger, aparece un concepto pare definir la región del espacio en la cual cabría mayor posibilidad de hallar al electrón: el orbital.

Max Born, poco después interpretó la probabilidad de la función de onda que tenían los electrones. Esta nueva explicación o interpretación de los hechos era compatible con los electrones puntuales que tenían la probabilidad de presencia en una región concreta, lo que venía explicado por la integral del cuadrado de la función de onda de dicha región, cosa que permitía realizar predicciones, como anteriormente se explica.


De esta manera, el modelo atómico de Schrödinger hacía una buena predicción de las líneas de emisión espectrales, ya fuera de átomos neutros o ionizados. También conseguía saber los cambios de los niveles de energía, cuando existía un campo magnético (efecto Zeeman) o eléctrico (efecto Stark). Además de todo esto, el modelo conseguía dar explicación al enlace químico, y a las moléculas estables.



Interpretacion de Max Born:
En Conclucion:

El modelo de Schrödinger, nos hace abandonar por completo el concepto anterior de los electrones, que venían definidos como pequeñísimas esferas cargadas que daban vueltas en torno al núcleo, para dar paso a ver los electrones como una función de onda, y añadiéndonos un útil concepto, el de orbital.

El nombre de modelo atómico de Schrödinger, suele llevar confusión, debido a que no explica totalmente la estructura del átomo. Este modelo explica solamente la estructura electrónica del átomo y su interacción con la estructura de otros átomos, pero en ningún momento nombra al núcleo, ni hace referencia a la estabilidad de éste.


MODELO MECANO CUÁNTICO
Es el actual modelo atómico, fue expuesto en 1925 por Heisenberg, Schrodinger y Broglie; que explican el comportamiento de la materia y de la energía.
En el año 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda.
Para proponer ello, planteó la siguiente ecuación:


Donde:
m = masa del electrón
v = velocidad de desplazamiento
λ = Longitud de onda




En el 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se denomina Principio de IncertidumbrE
Principio de Heisenberg

El principio de Heinsenberg o principio de incertidumbre, establece que es imposible determinar de manera simultánea la posición de un electrón en un átomo y su energía con cierto grado de seguridad si el electrón se describe como una onda.
Cuando se intenta determinar con exactitud la ubicación o la energía del electrón, la otra cantidad es incierta.
En términos más sencillos, si conocemos con precisión donde se encuentra una partícula, no podemos saber con precisión de donde viene o a donde va.
Werner Heissenberg:
EN 1927, ERWIN SCHRODINGER
PROPONE UNA ECUACION QUE NOS DA COMO RESULTADO "LA POSICION MAS PROBABLE DEL ELECTRON"

LA REGION DEL ESPACIO DONDE HAY UNA MAYOR PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRON, SE LLAMA "ORBITAL"
También al momento de trabajar con los números cuánticos se debe tener en cuenta:
Principio de Exclusión de Pauli
El mismo dice "En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin.

Regla de Hund

Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).
Los números cuánticos sirven a su vez para entender la información que aporta la configuración electrónica
De esta forma se pueden obtener los números cuánticos de los electrones de los niveles superiores. Para mayor facilidad se presentará una tabla para asignar los números cuánticos correctos, conociendo la configuración electrónica y la localización exacta del electrón.


Bibliografía:
PARTICULAS
ELECTRON
Descubierto por Thomson en 1897
PROTON
Descubrio Rutherford en 1918
NEUTRON
Descubierto Chadwick en 1932
Carga Positiva y Carga Negativa .
Autor, titulo, editorial , edicion, pagina o ligas
-Autor:Rubén Darío Osorio Giraldo ,Facultad de Ciencias Exactas y Naturales
Universidad de Antioquia .
Titulo :Descubrimiento de Electrones , Protones y Neutrones .
Liga : http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ocw/mod/resource/view.php?inpopup=true&id=233
Titulo: Teoria Atomica:
Liga : http://100ciainteractiva.webnode.es/modelo-atomico-de-schrodinger/
Titulo: El Atomo
Liga : http://kerchak.com/el-atomo/
Titulo: Postulados del Atomo de Bohr.
Liga: http://modelosatomicos.wikispaces.com/Postulados+del+Atomo+de+Bohr
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Autor: Marco Sanches, Bruno Navajas .
Liga: http://www.slideshare.net/MarcosSanchez1/modelo-atmico-de-bohr-7451586
-Titulo: Niels Bohr y el atomo de Hidrogeno.
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-Titulo: Postulados de Bohr.
Liga: http://quimicalibre.com/postulados-de-bohr/
-Titulo: Postulados del Modelo Atomico de Rutherford .
Liga: http://www.saberespractico.com/ciencia-3/postulados-del-modelo-atomico-de-rutherford/
-Titulo: Los Modelos Atomicos
Liga : http://atomictheory3.blogspot.mx/2011/05/modelo-atomico-de-rutherford.html
Titulo: Modelo Atomico de Rutherford.
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Liga: http://www.galeon.com/terra/atomo2/Bohr.htm
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Liga: http://modelosatomicos.wikispaces.com/Postulados+del+Atomo+de+Bohr
Titulo: Energia Cuantizada y Protones.
Liga:http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-07.html
Titulo: Modelo Atomico de Rutherford
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Titulo: Claculod e la Constante de Planck .
Liga: http://teleformacion.edu.aytolacoruna.es/FISICA/document/fisicaInteractiva/Ef_Fotoelectrico/const_Plank.htm
Titulo: Correcciones al Modelo Atomico de Bohr.
Liga: http://micienciaquimica.blogspot.mx/2012/04/correcciones-al-modelo-atomico-de-bohr.html
Titulo: El Modelo de Sommerfeld.
Liga :http://cienciasdejoseleg.blogspot.mx/2012/01/el-modelo-de-sommerfeld.html
Titulo: Los Simbolos de Dalton.
Liga: http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/4esofisicaquimica/4quincena8/4q8_contenidos_1a_ampliacion.htm
Titulo: Modelo Atomico de Sommerfeld .
Liga: http://modelode.com/modelos/ld-modelo-atomico-de-sommerfeld.php
-Titulo: Distribuciones Electronicas y Subniveles
Liga :http://www.arte-cienciaxxi.com/La_materia_08.html
Titulo: Modelo Atomico de Dirac-Jordan
Liga:http://buguetoms.metroblog.com/modelo_atomico_de_dirac_jordan
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