Actividad 4: Distribución de los electrones en los átomos Tarea 4

Actividad 4: Distribución de los electrones en los átomos
Tarea 4: Elabore un resumen sobre la base del texto sobre el avance de los modelos atómicos
¿Por qué los modelos fueron perdiendo vigencia? ¿Cuáles son las inconsistencias de los modelos
según el desarrollo científico de la estructura del átomo?
Nº
1
Comparación
Modelo de Thomson con
modelo de Rutherford
2
Modelo de Rutherford
con modelo de Bohr
3
Modelo de Bohr con
modelo de Sommerfeld
4
Modelo de Sommerfeld
con modelo de
Schrodinger
Breve resumen
Los descubrimientos de la electricidad y la radiactividad suministraron herramientas para la exploración
del átomo.
William Crookes (1879) Realizó experimentos en un tubo de
vidrio al vacío dentro del cual se encontraban insertados en
los extremos dos discos metálicos (electrodos) conectados a
una fuente de voltaje mediante cables separados. Al aplicar el
voltaje al cátodo (-) y al ánodo (+) el tubo al vacío emitía luz
(tubo de descarga de gas) y que al colocar un imán el rayo se
desviaba debido a la presencia de partículas cargadas.
J. Thomson (1897) Demostró que un campo eléctrico desviaba
los rayos catódicos colocando a los lados del tubo de rayos
catódicos una placa positiva y una placa negativa. Los rayos que
viajaban del cátodo hacia el ánodo eran atraídos por la placa
positiva y repelidos por la placa negativa, lo que hacía suponer
la presencia de partículas negativas que Thomson llamó
electrones. Thomson logro además determinar su relación con
la masa e/m que era igual a 1,76 x 108 Coulomb por gramo.
E. Goldstein (1886) Realizó experimentos utilizando un
tubo modificado de Crookes con un disco metálico
perforado como cátodo, con lo que pudo además
determinar la presencia de partículas positivas.
El modelo nuclear del átomo de Rutherford
Al investigar el paso de las radiaciones de elementos radiactivos a través de un campo magnético
intenso se observó que los rayos se desviaban en distintas direcciones. Los rayos alfa ,
, con carga
doblemente positiva y masa 4 veces mayor que el hidrógeno, los rayos
rayos
, idénticos a los catódicos y los
, que no eran desviados por el campo magnético, parecidos a los rayos x pero más penetrantes.
Ernest Marsden a recomendación de Rutherford estudió el efecto de las partículas alfa sobre hojas
delgadas de metal de diversos grosores. Las observaciones concluyeron dos años más tarde, que la
carga positiva y casi toda la masa se concentraba en un diminuto núcleo.
Radiación Electromagnética La luz natural y otras formas de energía radiante (
radiación electromagnética) viajan en ondas
frecuencia v a la velocidad de 3,0 x 108 m/s.
y a una determinada
c=
v
La radiación electromagnética que viajan en forma de ondas y a distintas
frecuencias dan lugar a los diferentes tipos de radiación como la luz visible que
la podemos percibir en un rango de 400 a 750 nm en una gama de colores con
diferente onda y frecuencia ( rojo, naranja, amarillo, verde, azul, índigo y
violeta). Entre los diferentes tipos de radiaciones electromagnéticas tenemos:
la luz ultravioleta, infrarroja. microondas, ondas de radio.
Cuando las sustancias químicas son sometidas a calentamiento con una
flama, la luz puede pasar a través de un prisma, observándose líneas
coloridas delgadas, en lugar del espectro continuo que se observa al hacer
pasar luz blanca. El patrón específico de frecuencias (líneas coloridas) que
presenta cada elemento (espectro de líneas) es una propiedad
característica del mismo, que permite identificarlo, el instrumento utilizado
se conoce como espectroscopio.
El físico alemán Max Planck, (1900) planteó una explicación de las
frecuencias de la luz emitida por sólidos calientes, recibiendo el nombre de
teoría cuántica.
Albert Einstein (1905) amplió esta teoría incluyendo todas las formas de
luz. Conforme con la teoría cuántica, la luz se emite no como onda
continua sino de manera discontinua, en paquetes discretos denominados
cuantos o fotones.
E=hv
La frecuencia de la luz (v) aumenta en forma proporcional con el incremento en la energía (E); el valor
de h, la constante de Planck, es 6.63 x 10-34 joules-segundo.
Los electrones poseen energía cinética pero también tienen energía potencial. Si los electrones caen
hacia el núcleo, desprenden energía.
Niels Bohr, físico danés (1913) en una fórmula incluyó los trabajos realizados por Planck y Einstein que
permitía calcular las frecuencias de la luz en el espectro del hidrógeno. Bohr explicó de que los
electrones de los átomos existen en niveles de energía específicos.
Louis de Broglie, (1924) presentó la idea de si las ondas luminosas exhiben ciertas características de
partículas, entonces quizás las partículas de materia podrían mostrar características de ondas.
Erwin Schrödinger, (1926) desarrolló ecuaciones matemáticas detalladas que combinaban las
propiedades ondulatorias y la naturaleza de partícula de un electrón
con base en el trabajo de de Broglie. Con estas ecuaciones se obtienen
valores que corresponden a regiones de alta probabilidad electrónica
entorno a un núcleo. Semejante a una nube de electrones, las regiones
de alta probabilidad electrónica no son órbitas definidas de tipo
planetario, como plantea el modelo de Bohr, sino que presentan
niveles de energía menos definidos y regiones llamadas subniveles o
subcapas. Cada subnivel contiene uno o más orbitales y cada orbital
tiene un máximo de dos electrones.
Werner Heisenberg (1927) concluyó de que era imposible establecer
simultáneamente con precisión tanto la energía como la posición de un electrón, a lo que se denominó
principio de incertidumbre, si el electrón actúa como partícula, se podría establecer en forma precisa su
localización, pero si es una onda, entonces no se puede conocer su ubicación precisa, es decir no se
puede determinar la trayectoria exacta de un electrón. Con la teoría mecánica cuántica es posible
calcular la probabilidad de encontrar un electrón en lugares específicos dentro de un átomo o molécula.