Estructura de la Materia: Modelos Atómicos
Modelo Atómico de Thompson
Experimento de Thompson
Para medir la velocidad de los rayos catódicos, se hicieron pasar estos rayos a través de un campo eléctrico y otro magnético. Las fuerzas magnéticas y eléctricas eran directamente proporcionales a la relación entre la carga y la masa. El experimento permitió medir con gran precisión la relación carga-masa de estas partículas.
Conclusiones del Experimento de Thompson
- Los **rayos catódicos** siguen una trayectoria rectilínea con velocidad menor a la de la luz.
- Están formados por partículas materiales con carga negativa.
- Las partículas son aproximadamente 1000 veces menores que un átomo de Hidrógeno.
- Los átomos no son indivisibles y están formados por partículas de carga negativa.
La existencia de carga negativa implicaba la presencia de carga positiva para neutralizar el átomo, lo que llevó al descubrimiento del **electrón**. Thompson confirmó la existencia de partículas con carga negativa, lo que obligó a revisar el concepto del átomo como indivisible, admitiendo la existencia de partículas más pequeñas en su interior.
Modelo Atómico de Thompson
- Toda la masa del átomo acumula la carga positiva.
- El átomo está formado por una enorme esfera maciza, cargada positivamente, con electrones incrustados en un número suficiente para neutralizar el átomo.
Modelo Atómico de Rutherford
Experimento de Rutherford
El experimento consistía en lanzar partículas alfa de un material radiactivo a una lámina delgada de oro, esperando que estas no se desviaran.
Resultados del Experimento de Rutherford
- La mayor parte de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, lo que indicaba que los núcleos no interactuaban.
- Algunas partículas se desviaban ligeramente.
- Otras partículas se desviaban en ángulos grandes, incluso hasta 180º, lo que sugería que los núcleos se repelían.
- Existencia del **núcleo atómico**.
Modelo Atómico de Rutherford
- El **núcleo** contiene la mayor parte de la masa y toda la carga positiva, mientras que el resto del átomo está vacío.
- Los electrones están alrededor del núcleo y giran en órbitas circulares.
Limitaciones del Modelo de Rutherford
- Los electrones giran a grandes velocidades, lo que, según la teoría de la electromagnetismo de Maxwell, implicaría que emiten energía de forma continua. Esto causaría que disminuyera el radio orbital, girando en forma de espiral hasta colapsar en el núcleo.
- Este modelo no permite explicar los espectros atómicos.
Modelo Atómico de Bohr
Postulados del Modelo de Bohr
- Primer postulado: En un átomo, los electrones giran alrededor del núcleo en ciertas órbitas circulares con una energía fija y definida, es decir, sin absorber ni emitir energía. La interacción eléctrica (Fe) es igual a la fuerza centrípeta (Fc).
- Segundo postulado: Solo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón, L, es un múltiplo entero de h/2π.
- Tercer postulado: El átomo emite energía cuando un electrón cambia de una órbita de mayor energía a otra de menor energía; esta energía se emite en forma de una onda electromagnética, cuya frecuencia cumple la condición cuántica de Planck: ΔE = Ef – Ei = h * f. El nivel más bajo de energía está más próximo al núcleo. El electrón absorbe energía para pasar de un nivel inferior a un nivel superior y desprende energía en forma de **fotón** al pasar a un nivel inferior.
Limitaciones Superadas con Respecto a Rutherford
- Permite calcular la longitud de onda asociada a los rayos espectrales del Hidrógeno.
- Permite deducir los valores de los radios de las órbitas y su energía.
Naturaleza Electromagnética de la Luz
Ondas
Una onda es la propagación de una perturbación vibracional en la que se transmite energía.
Características de las Ondas
- Longitud de onda (λ): Es la distancia entre dos máximos consecutivos. Se mide en metros (m).
- Amplitud (A): Es la máxima perturbación de la onda, es decir, la distancia máxima de la onda con respecto a la línea central de no perturbación. Se mide en metros (m).
- Frecuencia (f): Es el número de ondas que pasan por un punto en la unidad de tiempo. Se mide en Hertz (Hz) o s-1.
- Velocidad de propagación (V): Indica la velocidad con que se produce la propagación de la onda en el medio. V = λ * f. En el vacío (c): V = 3 x 108 m/s.
Teoría Electromagnética de Maxwell
La luz como radiación electromagnética formada por un campo eléctrico y un campo magnético.
Espectro Electromagnético
Conjunto de frecuencias o longitudes de onda de las radiaciones electromagnéticas. Radiación Gamma (1×10-14 m) -12 m) -8 m) –> **Radiación Visible** –> Radiación infrarroja -4 m) -2 m). A menor longitud de onda, mayor frecuencia.
Espectroscopía y Espectros Atómicos
Espectro Atómico
Es el resultado del análisis de las distintas frecuencias que integran una radiación electromagnética compleja, estudiado por la espectroscopía, que permite identificar y caracterizar cada elemento.
Tipos de Espectros
- Espectro de emisión: Se analiza la radiación emitida por una muestra gaseosa excitada y se obtiene un espectro de rayas de color separadas, que indican la frecuencia de las radiaciones.
- Espectro de absorción: Se analiza la radiación restante después de pasar la luz blanca por la muestra, es decir, la radiación no absorbida por ella. Se obtiene un espectro continuo con rayas negras que coinciden con las del espectro de emisión.
Líneas Espectrales
Son características de cada elemento, independientemente de que esté mezclado con otras sustancias. E = N * h * f