Química básica Cartográfica Maestra: Paula Flora Aniceto Integrantes: Ponce Rosas Zuriel Pérez Gonzales Edith Pallares Almontes Misael Luis Ángel Carreño Oscar Eduardo Rosales Moreno Tema: modelo atómico Grupo: 1em2
REDACCIÓN DE LA COMPETENCIA
Modelo atómico de Bohr Eje del Respuesta detallada análisis
basada
en
fuentes
bibliográficas y citas
1. Ejemplo ¿Cuál
podría
ser un ejemplo del
concepto
central
de
la
competencia seleccionada?
Describa
el
ejemplo detalle
con desde
su percepción.
2.
Noción
o
definición ¿En
Si encerramos en un tubo hidrógeno o Helio y sometemos el gas a voltajes elevados, el gas emite luz. Si hacemos pasar esa luz a través de un prisma, los colores que la constituyen se separan dándonos el espectro de la luz. Así que la emisión de luz podría deberse a que los electrones absorben energía de la corriente eléctrica y saltan a órbitas superiores para, a continuación, volver a caer a las órbitas más próximas al núcleo emitiendo el exceso de energía en forma de energía luminosa. Esta interpretación conduce, sin embargo, a afirmar que los espectros deberían de ser continuos, ya que al existir órbitas de cualquier radio (y energía) todos los saltos son posibles. La experiencia, por el contrario, muestra que los espectros de los átomos son discontinuos. Constan de rayas de diversos colores sobre un fondo.
qué
En la forma en que los electrones se comportan cuando se les aplica calor hacen que estos se exciten y la luz que desprenden tiene que ver con la sustancia que se esté trabajando, es el caso de el sodio que emite una luz amarilla, el estroncio una luz roja, entre otros elementos, esto tiene que ver en que los electrones se encuentran saltando entre las orbitas, de una a otra pero solo saltan de una a otra y regresan a su mismo lugar.
Estado basal y excitado de los átomos: En el átomo de hidrógeno el electrón puede tener varios niveles de energía dependiendo de la distancia a la que se sitúe el electrón (número cuántico principal 'n')
consiste
el
concepto clave de
la
competencia?
El estado de menor energía es el 1s que se corresponde con -13,6 eV. Para saltar a órbitas superiores debe tomar energía de algún sitio, normalmente de los fotones (luz). Si la diferencia de ese nivel con el siguiente es, digamos de 2 eV (el nivel n=2 tendría -11,6), y le llega un fotón con esa energía, el fotón se convierte en energía, desapareciendo como tal y el electrón salta a un nivel superior que no le corresponde; se dice entonces que está excitado. Pasado un breve instante de tiempo, el electrón, volverá a su estado original, fundamental, no excitado, emitiendo, creando un fotón de la misma energía que antes tomó. Todo electrón que esté en un nivel de energía mayor al que le corresponde está excitado. Absorción y emisión de energía: los electrones solo pueden ocupar ciertas orbitas discretas, y estos absorben o emiten energía en cantidades definidas conforme se desplazan de una órbita a otra. Por lo tanto, cada orbita corresponde a un nivel de energía definido del electrón y cuando un electrón pasa de un estado de baja energía a uno de alta, este absorbe una cantidad definida de energía. Cuando un electrón regresa al nivel energético original emite exactamente la misma cantidad de energía que absorbió al ir del nivel bajo de energía al de mayor energía.
¿Cuál
es
la
etimología
del
concepto?
Electrón: procede “ámbar”.
del
término
griego elektrón que
significaba
Se conoce como electrón a la partícula esencial más liviana que compone un átomo y que presenta la menor carga posible en lo referente a la electricidad negativa. Se trata de un elemento subatómico que se sitúa en torno al núcleo del átomo, formado por neutrones y protones. ¿Cuál
es
origen concepto
el del
Los electrones se encargan de establecer las atracciones existentes entre los átomos y producen, a través de su movimiento, corriente eléctrica en la mayoría de los metales.
clave?
Estructura electrónica del átomo: durante el siglo XIX, el descubrimiento de la electrolisis y de las leyes de Faraday sugieren que las unidades de carga eléctrica están asociadas con los átomos, pero es hasta después que se descubren las partículas cargadas que componen al átomo. El electrón y el protón fueron identificados estudiando la conductividad de los gases a bajas presiones por
Goldstein en 1886 y por Thompson en 1897, respectivamente. Estudiando el comportamiento de las partículas frente a campos eléctricos y magnéticos, se determinó el protón es una partícula de carga positiva y el electrón una partícula con carga negativa.
3. Categorizació n
del
Comportamiento y estructura del átomo y sus componentes
concepto ¿Dentro de qué proceso mayor o clase general están
el
concepto?
Experimentos mediante la aplicación de calor para identificar el comportamiento de los electrones.
Debe
ser
la
clase inmediatament e
superior
al
concepto.
4. Caracterización del concepto ¿Cuáles son las características esenciales del concepto?
Teoría atómica de Bohr: En 1897 los experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad por los gases dieron como resultado el descubrimiento de una nueva partícula con carga negativa: el electrón. J.J Thomson propone entonces el primer modelo de átomo: Los electrones (pequeñas partículas con carga negativa) Se encuentran incrustados en una nube de carga positiva. La carga positiva de la nube compensa exactamente la negativa de los electrones siendo el átomo eléctricamente neutro. J. J. Thomson (1856-1940) Primer modelo de átomo compuesto (Thomson, 1897) Los electrones, diminutas partículas con carga eléctrica negativa, están incrustadas en una nube de carga positiva de forma similar a las pasas en un pastel (modelo de "pastel de pasas"). Modelo de átomo planetario (Rutherford, 1911) E. Rutherford realiza
¿Qué elementos distinguen cada una de estas características?
en 1911 un experimento crucial con el que trataba de comprobar la validez del modelo atómico de Thomson. Partículas alfa (a), procedentes de un material radiactivo, se aceleran y se hacen incidir sobre una lámina de oro muy delgada, visualizándose la dirección en la que emergen tras atravesar los átomos de la lámina. El análisis de los resultados obtenidos lleva a Rutherford a proponer la existencia de un núcleo (muy pequeño en relación con el volumen total del átomo) en el que se concentra la práctica totalidad de la masa del átomo, y cuya carga positiva compensará la negativa de los electrones corticales que girar alrededor del núcleo de forma análoga a como los planetas orbitan alrededor del Sol (modelo planetario). En 1918 el propio Rutherford consideró que los núcleos de hidrógeno (que habían sido identificados en reacciones nucleares) deberían de ser una partícula fundamental que se encontraría alojada en los núcleos de los átomos, proponiendo el nombre de protón para dicha partícula. El neutrón fue propuesto también por Rutherford en 1920, siendo identificado por J. Chadwick en 1932 como producto de la reacción nuclear producida al bombardear núcleos de berilio con partículas alfa. El diámetro de un átomo típico es del orden de 10-10 m (0,1 nm), mientras que el núcleo atómico es 10 000 veces más pequeño (10-14 m). Los protones y neutrones tienen un diámetro del orden de 10 -15 m, y el diámetro del electrón es del orden de 10 -18 m. 1.- Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares estables. Con este postulado, se concibe al átomo como un sistema planetario, donde el núcleo y los electrones, hacen las veces del sol y los planetas respectivamente; de ello, se deduce que mientras más grande sea la órbita, mayor es la energía que posee el Esta situación presenta un inconveniente, de acuerdo a la física clásica, si los electrones se movieran en órbitas circulares, se acelerarían irradiando constantemente energía (perderían energía), describiendo una espiral hasta colapsar finalmente con el núcleo; en otras palabras, el momento angular del electrón sería cada vez más pequeño. Sin embargo, para que esto no suceda, y como condición para mantener la energía del electrón, Bohr estableció el postulado siguiente: 2.- Sólo son permitidas aquellas órbitas en las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de 2πh, donde h es la constante de Planck; así, se tendría que 2πn hm v rhn/ 2 = , donde n es un número entero que indica la órbita o nivel energético en el que se encuentra el electrón. Esto implicaría que un electrón, en una órbita, n, tendría un
momento angular constante; es decir, su energía sería constante, por lo cual no existiría pérdida de energía; además, también implicaría que el momento angular estaría cuantizado, ya que los valores de n, solo pueden ser números enteros (sería incorrecto suponer que existe la órbita 1.5); así, considerando lo anterior, Bohr propone el postulado siguiente: 3.- Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, dicha transición va acompañada de la absorción o emisión de una cantidad definida de energía (en forma de onda electromagnética), cuya magnitud es igual a la diferencia de energía entre las dos órbitas. Teniendo en cuenta lo anterior, si en un átomo estable, un electrón se encuentra inicialmente en la primera órbita, puede saltar a la segunda órbita; sin embargo para que ello suceda, necesita ganar energía y esto lo hace absorbiendo una onda electromagnética que lleve asociada la cantidad de energía correspondiente a la diferencia de energía entre las dos órbitas. Onda electromagnética absorbida: Cuando el electrón salta a una órbita superior, como en el caso anterior, deja un espacio vacío que hace inestable al átomo, para recuperar la estabilidad, el electrón debe regresar a la primera órbita liberando la energía que absorbió y lo hace emitiendo una onda electromagnética igual a la que absorbió. Onda electromagnética emitida De este modo, la teoría de Bohr explica el origen del espectro de líneas, ya que un electrón solo puede absorber o emitir las ondas electromagnéticas que llevan asociadas las energías necesarias para realizar los saltos de una órbita a otra; además, dicha teoría también permite explicar el efecto fotoeléctrico, la energía de ionización y la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno. 5. Diferenciación del concepto
-Espectros de emisión -Espectros de absorción
¿De qué otros conceptos cercanos y que estén en la misma categoría difiere el concepto?
Espectros de emisión: un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado elemento en su fase gaseosa, sus átomo se emiten radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen su espectro de emisión
¿Cuáles son las diferencias con esos otros conceptos
Espectros de absorción: se presenta cuando un sólido incandescentes encuentra rodeado por un gas más frio, el espectro resultante muestra un fondo interrumpido por espacios oscuros denominados líneas de absorción, porque el gas ha absorbido de la luz aquellos colores que éste irradia por sí mismo absorben sólo la
cercanos?
radiación de unas determinadas longitudes de onda.
6. Clases o tipos del concepto ¿Cuáles son las clases o tipos del concepto?
¿Cuáles son los elementos distintivos de cada una de estas clases?
Explique cada clase o tipo 7. Vinculación del concepto
¿Con qué procesos sociales, históricos, económicos y políticos por fuera de la categoría se relaciona el concepto?
Proceso histórico El ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración. Entre 1911 y 1913 existió gran incertidumbre acerca de la estructura atómica. Se había descartado el modelo de J.J.Thomson porque no pudo explicar la desviación de los rayos alfa; el modelo de Rutherford estaba de acuerdo con los
experimentos de desviación de partículas alfa, pero éste, además de ser inestable (porque el electrón perdía energía en forma de radiación electromagnética), no podía explicar la naturaleza de los espectros de emisión y absorción atómica. En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica de Max Planck. Niels Bohr no desechó totalmente el modelo planetario de Rutherford, sino que incluyo en las restricciones adicionales. Para empezar, consideró no aplicable el concepto de la física clásica de que una carga acelerada emite radiación continuamente. Según la teoría cuántica de Planck, la absorción y emisión de energía tiene lugar en forma de fotones o cuantos. Bohr usó esta misma idea para aplicarla al átomo; es decir, el proceso de emisión o absorción de radiación por un átomo solo puede realizarse en forma discontinua, mediante los fotones o cuantos que se generen por saltos electrónicos de un estado cuantificado de energía a otro. El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus espectros de emisión y absorción. ¿Con qué disciplinas, enfoques epistemológico s y teorías se relaciona el concepto?
Materias : Física Química Matemáticas Teoría 1 :teoría cuántica: Teoría 2: modelo de Rutherford Teoría 3: efecto foto eléctrico
Teoría cuántica: se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, la cual está fundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales puede describirse un electrón en un átomo. El desarrollo de esta teoría durante la década de 1920 es el resultado de las contribuciones de destacados científicos entre ellos Einstein, Planck. Teoría: modelo de Rutherford: El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza. El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo el átomo era un sistema
planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva. Teoría efecto foto eléctrico: El efecto fotoeléctrico fue explicado por Albert Einstein en 1905 basándose en la teoría de los cuantos de Planck, fundamenta el funcionamiento de las células fotoeléctricas Para esto Einstein suponía que la radiación electromagnética está formada de paquetes de energía, y que dicha energía depende de la frecuencia de la luz: Explique relaciones
las
Teoría cuántica como calcular sus niveles 1) NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL Representa los niveles energéticos. Se designa con números enteros positivos desde n=1 hasta n=7 para los elementos conocidos. Para calcular el número máximo de electrones que acepta cada nivel se calcula con la fórmula 2n donde "n" es el nivel. 2) NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO Cada nivel energético ( n ) tiene "n" subniveles Se designa con números que van de cero a n-1, los cuales se identifican con las letras s, p, d, f 3) NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m) Se relaciona con el giro del electrón sobre su propio eje. Al estar juntos en un mismo orbital, un electrón gira hacia la derecha y otro hacia la izquierda. Se le asignan números fraccionarios: -1/2 y +1/2 4) NÚMERO CUÁNTICO POR SPIN (s) Se relaciona con el giro del electrón sobre su propio eje. Al estar juntos en un mismo orbital, un electrón gira hacia la derecha y otro hacia la izquierda. Se le asignan números fraccionarios: -1/2 y +1/2 Teoría de Rutherford El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). De ser correcto el modelo atómico de Thomson, el haz de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas a su trayectoria. Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thomson fuese correcto. Teoría efecto fotoeléctrico El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones (corriente eléctrica) que se produce cuando la luz incide sobre una superficie metálica en determinadas condiciones. Si la luz es una corriente de corpúsculos o fotones y cada uno de ellos tiene una energía hν, esta energía podría ser capaz de arrancar un electrón de la red cristalina
del metal y comunicarle, además, una energía cinética. La expresión matemática que lo explica sería la siguiente: hν = hνο + Ec dado que : -hνο: Energía de atadura del electrón al átomo metálico ; Energía mínima que ha de tener el fotón para arrancar el electrón -Ec: Energía cinética comunicada al electrón una vez arrancado
8. Metodología de aplicación del concepto ¿Cuáles son los elementos metodológicos mínimos que implica el abordaje del concepto Explique con detalle cada elemento.
Ver cada tipo de Espectros -El radio del nivel -Energía de transición -Energía de emisión -La energía de Radio de cada nivel: se le conoce también como modelo de Bohr el cual se puede calcular mediante la siguiente formula
r=n2 a 0
Energía de cada nivel: es un estado cuya energía es uno de los valores posibles en el momento del estado de cada átomo y por tanto su valor de energía es un valor propio de dicho operador con la siguiente formula
En=
−2.179 x 10−18 n2
Energía de transición y emisión: también conocida como emisión espontanea o estado excitado ya que puede en este punto el electrón puede absorber un fotón al cambiar de nivel energético más elevado. Pero si el electrón cae a un nivel de energía más bajo , desprende energía en fotones específicos y estos se pueden calcular de la siguiente manera :
Transición de energía :
Emisión de energía :
Et= (−2.179 x 10−18) ( Em=(−2.179 x 10−18) (
1 1 − 2) 2 n 1 n2
1 1 + 2) 2 n 1 n2
Espectros; son los espectros de emisión y transición discretos que se observan en los gases.
Modelo Atomico: es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades. De ninguna manera debe ser interpretado como undibujo de un átomo, sino más bien como el diagrama conceptual de su funcionamiento. A lo largo del tiempo existieron varios modelos atómicos y algunos más elaborados que otros:
Categorizac
Noció
Espectros: Espectros de emisión Espectros de absorción:
El radio cuando n=3 2
R= n
2
(.52)= 3
Caracterizac ión del concepto
(.52)=4. Ejemplificac ión
68 La energía cuando n=3 -2.17x10-18J/
n2 (.=-2.17x10-18J/
1.-Obtencion de la energía de cada nivel 2.- Obtención del radio atómico 3.- Saber la cantidad de energía liberada 4.-Observar el espectro emitido cuando se le aplica calor 5.- Resultados esperados 1.-Modelo cuántico 2.-Teoria cuántica 3.-Energia atómica. 4.- Espectros 5.- Niveles atómicos 6.subniveles atómicos
Modelo atomico
Metodolog
Vinculació n
Clases o tipos del concepto
Nota: este mapa es necesario argumentarlo
Todos los elementos posen electrones radios niveles y subniveles los cuales se pueden calcular y cada nivel tiene un valor característico . Entre mas lejos del núcleo se encuentre mayor
de bohr Modelo
Diferenci
Radio atómico esta definido como mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Diferentes propiedades físicas, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, estos están relacionadas con el tamaño de los átomo: Niveles de energía: En función de la capa que ocupe un electrón tiene una u otra energía de ahí que se diga que ocupa una capa de
de
Rutherford.: el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo
Modelo de bohr:
explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión
MAPA DE APRENDIZAJE
CARTOGRAFÍA CONCEPTUAL DE UN CONCEPTO Criterios
1. El modelo de Bohr nos ha ayudado a entender los niveles de energía de los electrone s.
Preformal
Aplicación de las diferentes fórmulas para determinar los niveles de energía
Nivel Receptivo Aplicación de las fórmulas para calcular la energía de cada nivel
Nivel Resolutivo
Aplicación de fórmulas para calcular la energía de transición, basándose en los niveles de energía Radio de nivel r=n2a0 con a0=52.9pm o a0=0.52A0 energía de cada nivel En=-2.179x1018 J/n2 Energía de transición ET=-2.179x1018 J(1/ni2-1/nf2) Absorción (ni=1—nf=2)
Nivel Autónomo Aplica la Cartografí a Conceptu al argument ando los contenido s de los ejes con fuentes actuales y rigurosas.
Nivel Estratégic o Aplica la Cartografí a Conceptu al establecie ndo relaciones pertinent es entre al menos dos elemento sy considera ndo referentes externos (referenci as bibliográfi cas). Elabora un artículo y lo sube a una página en internet.
Emisión (ni=7—nf=6)
Ponderac ión: 8
4
5
6
7
8
AUTOEVALUACIÓN Logros: Se llevó a cabo la investigación en diferentes medios de información.
El equipo se desarrolló de forma satisfactoria y se trabajó de forma colaborativa, siendo que cada uno de los integrantes aporto a la elaboración de la cartografía.
Nivel: partici pativo
Acciones para mejorar: Es importante aprovechar los medios electrónicos y escritos Seguir investigando para aportar a esta mejoría que se busca sobre el tema. acerca del tema y hacer prácticas para fortalecer lo aprendido COEVALUACIÓN Nombre de quien coevalúa: equipo Logros: Se logró la cooperación de los integrantes para
Se logró la convivencia del equipo para compartir y revisar la información que se aportaría en la Nivel: elaboración de la cartografía y su contenido convive
lograr el objetivo de hacer la cartografía
ncia
Acciones para mejorar: Trabajar más rápido para tener tiempo de entregar con su debida revisión HETEROEVALUACIÓN Logros:
Nivel de dominio alcanzad o: Nota:
Acciones para mejorar:
METAEVALUACIÓN Logros: conseguir la finalización de la cartografía con su respectiva información Acciones para mejorar: Conseguir más fuentes de información
Se trabajó en equipo para conseguir la meta principal que fue la entrega de esta cartografía sobre el tema correspondiente y obtener un aprendizaje en su elaboración
Se pudo trabajar de mejor manera para conseguir la información necesaria ya que puede extenderse y obtener mayores resultados
