El átomo nuclear Modelo del átomo de J.J. Thompson (antes de

El átomo nuclear
Modelo del átomo de J.J. Thompson (antes de 1900) El átomo consiste de una esfera de carga
positiva que tiene sepultados electrones con carga negativa. A este modelo se le conoce como el
modelo del pastel de pasas.
Modelo del átomo de Rutherford (1910)
La mayor parte de la masa del átomo y toda la carga positiva residen en una región
muy pequeña y densa llamada núcleo La mayor parte del volumen del átomo es espacio vacío en
el cual se mueven alrededor del núcleo los electrones con toda la carga negativa del átomo.
Rutherford (en 1919) descubre a los protones y encuentra que tienen carga positiva y están en el
núcleo Chadwick (en 1932) descubre a los neutrones, encuentra que son partículas neutras y que
se encuentran en el núcleo también
EL Bohr-Rutherford
Los átomos tienen un núcleo con protones y neutrones donde reside la mayor parte de la masa del
átomo.
Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitales.
Los electrones sólo se pueden encontrar en los orbitales
Cada orbital tiene una energía asociada
Un núcleo pequeño, denso con carga positiva, en el centro con protones y
electrones
Los electrones rodean al núcleo moviéndose a su alrededor formando una nube
difusa
La masa de un átomo es extremadamente pequeña, las unidades de masa que
usamos para describir a las partículas atómicas es la unidad de masa atómica o
UMA.
-24
Una unidad de masa atómica es igual a 1,66054 x 10 g.
Masas de las partículas atómicas:
Protón = 1,0073 uma.
Neutrón = 1,0087 uma
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Electrón = 5,486 x 10 uma
ISÓTOPOS, NÚMEROS ATÓMICOS Y NÚMEROS DE MASA
¿Cuál es el rasgo característico de las partículas subatómicas que distingue a un elemento de
otro?
Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones en el núcleo. Puesto que
la carga neta de un átomo es 0, el átomo debe tener el mismo númerode electrones.
¿Y los neutrones? Aunque usualmente es igual al número de protones, esto no ocurre siempre, y
puede variar algo. Aquellos átomos que difieren únicamente en el número de electrones que
tienen, se llaman isótopos, de manera que los isótopos diferentes tienen masas diferentes.
Por ejemplo:
12
C
6
se refiere al isótopo de carbono que tiene 6 protones y 6 neutrones y se le conoce como carbono
12 El siguiente isótopo de carbono tiene 6 protones y 8 neutrones a este isótopo se le conoce
como carbono 14 y su símbolo es:
14
C
6
El Carbono 12 es la forma más común del carbono (~99% de todo el carbono). A los átomos de un
isótopo específico se le conoce como núclido. Dado que todos los átomos están compuestos de
protones, neutrones y electrones, todas las diferencias físicas y químicas entre los elementos se
deben a diferencias en el número de las partículas subatómicas que los componen.
Por tanto, un átomo es la pieza más pequeña de un elemento, pues tratar de dividir a un
átomo más allá (en partículas subatómicas), destruye su identidad.
Radioactividad
Wilhelm Roentgen (en 1895) descubrió que cuando los rayos catódicos chocan contra ciertos
materiales (Cu o Mo por ejemplo) se emite una radiación diferente a los rayos catódicos. A este
nuevo tipo de radiación le llamó rayos X y encontró que tienen las siguientes propiedades:
pueden pasar a través de muchos materiales no se ven afectados por campos eléctricos o
magnéticos pueden producir una imagen en placas fotográficas igual que la luz visible Henri
Becquerel (en 1896) descubre que algunos materiales fosforecentes de uranio emiten radiación
parecida a los rayos X.
Marie y Pierre Curie aíslan los componentes radiactivos de este material de uranio.
Ernest Rutherford estudia la radiación emitida por ciertas sustancias radioactivas y nota que
dependiendo de la sustancia examinada existen tres clases de radiación y cada una se comporta
de manera diferente al aplicarles un campo eléctrico:
Comportamiento de los componentes de la radiación emitida por las sustancias radiactivas
Los rayos β son atraídos por el ánodo
Los rayos α son atraídos por el cátodo
Los rayos γ no se ven afectados por el campo eléctrico
De esta manera propone que los rayos α y los rayos β están compuestos por partículas cargadas
en tanto que los rayos γ son radiación de alta energía similar a los rayos X las partículas β son
electrones a gran velocidad (carga = -1).Las partículas α son núcleos de helio (carga = +2)
EL EFECTO FOTOELÉCTRICO
1. Sólo pueden emitirse los electrones si la luz tiene una longitud de onda suficientemente corta
(tiene la energía suficientemente alta). Esta longitud de onda es diferente para los metales
diferentes.
2. La corriente (el número de electrones emitidos por segundo) aumenta con el brillo de la
corriente (la intensidad) de la luz. La corriente, sin embargo, no depende del color de la luz, con tal
de que la longitud de onda sea suficientemente corta (tiene suficiente energía).
LOS ESPECTROS ATÓMICOS Y EL ÁTOMO DE BOHR
Los sólidos, líquidos, y los gases incandescentes bajo una alta presión dan espectros continuos.
Cuando una corriente eléctrica se pasa a través de un gas en un tubo del vacío a presiones bajas,
sin embargo, el gas emite un espectro de las líneas. Tal un espectro de la emisión se describe
como un espectro de la línea luminoso discontinuo. Las líneas pueden grabarse fotográficamente,
y la longitud de onda de luz que produjo cada línea puede calcularse de la posición de esa línea en
la fotografía.
Cada línea espectral corresponde a una longitud de onda específica de luz y así a una cantidad
específica de energía. Cada elemento tiene unas líneas en su emisión o espectro de absorción su
propia característica que sirve como “las huellas digitales” eso nos permite identificar los
elementos.
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Una línea verde de longitud de onda de 4.86 X 10 m se observa en el espectro de la emisión de
hidrógeno. Calcule la energía de un fotón de esta luz verde.
Para dar idea de la cantidad de energía involucrada, calculemos la energía total,
en el Kilojoules, emitió por una mol de átomos de hidrogeno. (Cada átomo emite un fotón.)
Este cálculo muestra que una mol de átomos pierde 246 kJ de energía como la luz verde. (Esto
sería bastante energía para operar una bombilla de 100-vatios por 40 minutos.)
LINEAS ESPECTRALES
Cuando una corriente eléctrica se pasa a través del gas de hidrógeno a presiones muy bajas, se
producen varias series de líneas en el espectro de hidrógeno. Estas líneas fueron estudiadas
intensamente por muchos científicos. En el decimonono siglo tarde, Johann Balmer (1825–1898) y
Johannes Rydberg (1854–1919) mostró que las longitudes de onda de las varias líneas en el
espectro de hidrógeno puede relacionarse por una ecuación matemática:
Donde R es 1.097 x 107 m -1 y está conocido como la constante de Rydberg. Donde n es un
numero enteros, y el n1 es menor que el n2. La ecuación de Balmer-Rydberg se derivó de las
numerosas observaciones, no la teoría. Es así una ecuación empírica.
Nombre de la serie
Lyman 1906-14
Balmer 1885
Paschen 1908
Brackett 1922
Pfund 1924
n1
1
2
3
4
5
En 1913, Niels Bohr (1885–1962), físico
dinamarqués, con tal de que una explicación
para
Balmer y las observaciones de
Rydberg. Él escribió ecuaciones de que
describieron el electrón en un el átomo de
hidrógeno como revolver alrededor de su
núcleo en las órbitas redondas. Él incluyó la
asunción que la energía electrónica está
cuantizada; es decir, sólo ciertos valores de
energía electrónica son posibles. Esto lo
llevó a sugerir que los electrones sólo
pueden estar en ciertas órbitas discretas, y
que ellos absorben o emiten la energía en
las cantidades discretas que cuando ellos
mueven de uno orbita a otra. Cada órbita
corresponde así a un nivel de energía
definido para el electrón. Cuando un el
electrón se promueve de un más bajo nivel
de energía a uno superior, absorbe una
energía definida (o Cuantizada ).
El físico dinamarqués Niels Bohr trabajó durante un tiempo en Inglaterra con J. J. Thomson y
después con Ernest Rutherford. Durante este período, él empezó a desarrollar las ideas que
llevaron a la publicación de su explicación de espectros atómicos y su teoría de estructura atómica
para que él recibió el Premio Nobel en 1922.
La Teoría de Bohr y la Ecuación de Balmer-Rydberg.
De las ecuaciones matemáticas que describen las órbitas para el átomo de hidrógeno, junto con la
asunción de la cuantización de la energía, Bohr pudo determinar dos aspectos significantes de
cada uno la órbita permitió:
1. Donde el electrón puede estar con respecto al núcleo, el radio, r, con una órbita redonda. Que se
2
da por r =n a0 donde n es un entero positivo (1, 2, 3. . .) eso dice qué órbita está describiéndose y
el a0 es el radio de Bohr. Bohr pudo calcular el valor de a0 de una combinación de la constante de
Planck, la cargo del electrón, y la masa del electrón como
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a0 = 5.292 x 10 m = 0.5292 Å
2. Cómo estable el electrón estaría en ese orbita con una energía potencial.
donde h es la constante de Planck, m = la masa del
electrón E siempre es negativo cuando el electrón está en el átomo; E = 0 cuando el electrón está
completamente alejado del átomo (n tiende a infinito).
Los resultados de evaluar estas ecuaciones para algunos de los posibles valores de n (1, 2, 3. . .).
El valor de n más grande, (más lejano del núcleo) en su orbita ,y el radio de esta órbita aumenta
como el cuadrado de n. cuando n aumenta y la energía electrónica aumenta (se vuelve menos
negativo y menor en la magnitud).
Cada línea en el espectro de la emisión representa la diferencia entre los niveles de energía
permitidos para el electrón. Cuando el electrón va de la energía el nivel n2 y la energía el n1, la
diferencia en la energía se emite como un solo fotón. La energía de esto el fotón puede calcularse
de la ecuación de Bohr para la energía, como sigue.
La idea de Einstein que la luz puede exhibir los dos las propiedades de la onda y propiedades de la
partícula sugirió a Louis de Broglie (1892–1987) que las partículas muy pequeñas, como los
electrones, también podrían desplegar las propiedades de la onda bajo las circunstancias
apropiadas. De Broglie predijo que una partícula con una masa m y velocidad v debe tener la
longitud de onda asociada con él con la ecuación
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Cuál es la longitud de onda en metros de un electrón si su masa es 9.11 x 10
velocidad de 1.24 X 107 m/s 3 x 10 cm/s?
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g, y su
.
1 J = 1 kg m2/s2
h =6.626 X 10-34 J s = 6.626 X 10-34 kg m2/sm = 9.11 x 10-28 g X 1 Kg/1000g =
9.11 X10-31 kg
=
5.87 X 10-11 m.