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. Una unidad de masa atómica es igual a 1,66054 x 10-24 g. Masas de las partículas atómicas: Protón = 1,0073 uma. Neutrón = 1,0087 uma Electrón = 5,486 x 10-4 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. Una línea verde de longitud de onda de 4.86 X 10-7 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 10 7 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 n 1 Lyman 1906-14 1 Balmer 1885 2 Paschen 1908 3 Brackett 1922 4 Pfund 1924 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 da por r =n 2 a 0 donde n es un entero positivo (1, 2, 3...) eso dice qué órbita está describiéndose y el a 0 es el radio de Bohr. Bohr pudo calcular el valor de a 0 de una combinación de la constante de Planck, la cargo del electrón, y la masa del electrón como a 0 = 5.292 x 10-11 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 n 2 y la energía el n 1, 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 Cuál es la longitud de onda en metros de un electrón si su masa es 9.11 x 10-28 g, y su velocidad de 1.24 X 10 7 m/s 3 x 10 9 cm/s?. 1 J = 1 kg m 2 /s 2 h =6.626 X 10-34 J s = 6.626 X 10-34 kg m 2 /sm = 9.11 x 10-28 g X 1 Kg/1000g = 9.11 X10-31 kg = 5.87 X 10-11 m.