Estructura atomica

Estructura Atómica

Moreno Solis Armando

Introducción a la Física Moderna

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONALESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA

PLANTEL TICOMAN

Indice:Marco Teórico

Desarrollo de temas y mapas por tema:Propiedades Básicas de los Átomos

Ensayo y actividadEl modelo de Thompson

Ensayo y actividadEl átomo nuclear de Rutherford

Ensayo y actividadEspectro de Líneas

Ensayo y actividadEl modelo de Bohr

Ensayo y actividadEl experimento de Franck-Hertz

Ensayo y actividadEl principio de Correspondencia

Ensayo y actividadBibliografía

ARMANDO MORENO SOLIS 2


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Marco Teórico/Histórico:

El concepto atómico es fundamental para la visión moderna de la física y de la química; más no siempre ha sido de esta manera. Solo hasta el siglo XX se aceptó universalmente la existencia de los átomos. El tamaño de estas partículas individuales es tan pequeño que nos es imposible observarlas directamente, lo que hace que las pruebas de su existencia sea complejo al entendimiento.La teoría atómica ha sido exitosa gracias a que explica observaciones que de otra manera no se entenderían. Por ejemplo, una teoría atómica universal ayuda a explicar el comportamiento de los gases. A medida que se han conocido más detalles de la estructura atómica, las teorías más antiguas de la materia y su comportamiento han abierto camino a ideas más novedosas y amplias. Este conocimiento ha ampliado nuestro entendimiento de otras áreas de la física. Como ejemplo, tenemos el como un mayor entendimiento de la estructura atómica llevó a un mejor conocimiento de los sólidos, los cuales, a su vez, llevaron al desarrollo de nuevos tipos de materiales, entre los que podemos incluir a los nuevos tipos de semiconductores, los imanes y los superconductores.

La teoría atómica de la materia fue propuesta por primera vez por el filósofo griego Leucipo alrededor del año 500 a.C., y desarrollada por su alumno Demócrito. Ellos pensaban que la materia estaba integrada por partículas tan pequeñas que no podían ser divididas. Estas partículas recibieron el nombre de átomos, de la palabra griega atomos, que significa “indivisible”. Demócrito planteo que las diferentes propiedades de diversas sustancias eran a causa de las diferencias en la naturaleza de sus átomos. Pero su teoría fue rechazada por los filósofos de la síguete generación; particularmente por Aristoteles, quien sugería que la matería era continua, y por consecuencia, infinitamente indivisible. De esta forma se condenó al concepto atómico hasta el siglo XVII, cuando las ideas de Galileo y Newton rechazaron la teoría de Aristoteles y se dio el resurgimiento del atomismo.El estudio de cristales de varias personas llevó a un estímulo muy importante para aceptación del atomismo.



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Una de estas personas fue el científico ingles Robert Hook, a quien la forma de los cristales pequeños lo intrigaron al examinarlos en microscopio. Supuso que la simetría de duchos cristales provenía de la disposición regular de diminutas partículas que componían dicho sólido.

En 1690 el científico Holandés Christiaan Huygens demostró que la forma geométrica del espato de Islandia (calcita) podría explicarse si el material estuviese compuesto de pequeños cuerpos redondeados.

Otro incremento más respecto al entendimiento de los cristales fue realizado por el abate francés René Just Haüy, quen en 1781 dejó caer accidentalmente un trozo de calcita, el cuál se fracturó en partes. Observó que el cristal roto tenía una sola fractura a lo largo de un borde. Al tratar de romperlo en otras direcciones notó que cortaba pedazos romboédricos. Después fracturó cristales de calcita en diferentes formas iniciales observando siempre el corte con forma romboédrica.



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Haüy propuso que la partición continua de cristales cada vez mas pequeños lo reduciría a la unidad más pequeña posible. Actualmente se denomina celda unitaria a esa forma más pequeña. Un cristal completo puede formarse apilando estas celdas unitarias una tras de otra.

Al mismo tiempo que los cristalógrafos, la química comenzaba a proporcionar pruebas independientes de los átomos. Alrededor del año 1800 el químico francés J. L. Proust había demostrado la ley de las proporciones definidas, la cual no fue aceptada universalmente. Dicha ley estipula que Son constantes las proporciones en masa de los elementos de un compuesto químico. Si el agua, compuesta por los elementos oxígeno e hidrógeno, se descompone, la masa liberada de oxígeno siempre es 8 veces mayor que la del hidrógeno.Inspirado en parte por esta ley, hacia 1803 el químico inglés John Dalton creó una teoría atómica cuantitativa de la química. La cual, además de las ideas similares a la de Demócrito, los postulados principales de la teoría de Dalton fueron que las reacciones químicas únicamente separaban o unían átomos, y que cuando diferentes átomos se combinaban para formar un compuesto en particular, este siempre contenía el mismo número relativo de átomos.



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Poco después de la teoría atómica de Dalton, J. l. Gay-Lusac descubrió una regla empírica que gobernaba el comportamiento de los gases: redescubrió una observación de Cavendish relativa a que los gases de hidrógeno y oxígeno se combinan en proporciones de volumen de 2 a 1 para formar agua. Demostró además que otros gases reaccionan en volúmenes cuyas proporciones eran pequeños números enteros. Esta ley, conocida como la ley de los volúmenes, señala que los gases se unen en proporciones simples y definidas en volumen.

La ley de las proporciones definidas, la teoría de Dalton, y la ley de los volúmenes, fueron agrupadas por el conde italiano Amadeo Avogadro, quien sugirió que volúmenes iguales de gases (a la misma temperatura y presión, contienen igual número de moléculas. Esta hipótesis establece una clara distinción entre moléculas y átomos. Siendo la molécula una combinación de átomos. Avogadro no estaba seguro de cuantas moléculas había en un volumen determinado de gas, pero estaba seguro de que el número debía ser grande.Con sus hipótesis y la teoría de Dalton, explicó satisfactoriamente la ley de las proporciones definidas, y la ley de los volúmenes. Desafortunadamente los contemporáneos de Avogadro ignoraron sus hipótesis. Si hubieran sido aceptadas, se abrían librado de medio siglo de confusión.

Propiedades básicas de los átomos:Estructura de un átomo:La teor ía aceptada hoy es que e l átomo se compone de un núcleo de carga pos i t iva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleones, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa. En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.-E l núcleo es la parte centra l de l átomo y cont iene part ícu las con carga pos i t iva , los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.



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Numero Atómico (Z):En química, el número atómico es el número entero positivo que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.Número Másico (A):En química, el número másico o número de masa representa el número de nucleones presentes en e l núcleo atómico, es deci r , la suma de sus protones y neutrones. Se simboliza con la letra A. El uso de esta letra proviene del alemán Atomgewicht, que quiere decir peso atómico, aunque sean conceptos distintos que no deben confundirse. Por este motivo resultaría más correcto que la letra A representara Atomkern, es decir, núc leo atómico para ev i tar pos ib les confus iones. Suele ser mayor que e l número atómico, dado que los neutrones del núcleo proporcionan a éste la cohesión necesaria para superar la repulsión entre los protones. Por los antes mencionado se puede establecer la siguiente relación: A = Z + NDonde N representa a los neutronesLos Isótopos:Los isótopos, (del griego: σος, isos = mismo; τόπος, tópos = lugar) son todos los tipos de átomos de un mismo e lemento, que se encuentran en e l mismo s i t io de la tabla periódica pero tienen diferente masa atómica (A). Los átomos que son isótopos entre sí son los que t ienen igual número atómico (número de protones en e l núcleo) pero diferente número másico (suma del número de neutrones y el de protones en el núcleo).Por lo tanto difieren en el número de neutrones.IonesSon átomos cargados (pos i t ivos o negat ivos) . Como e l núcleo es in tocable con las energías que aparecen en las reacciones químicas, la única forma de que un átomo secargue eléctricamente es quitando o poniendo electrones: Iones positivos, también llamados cationes, son átomos que han perdido electrones. Cada electrón que pierden es una carga positiva que queda en exceso en el núcleo. Iones negativos, también llamados aniones,



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son átomos que han ganado electrones. Cada electrón que ganan es una carga negativa en exceso sobre los protones del núcleo. Los átomos neutros t ienen tantos protones (carga pos i t iva) como e lectrones (carga negativa). Como ambas partículas tienen la misma carga pero con distinto signo, al tener la misma cantidad de ambas el átomo es neutro. Cuando quitamos electrones quedan más cargas positivas que negativas. Cuando añadimos electrones tenemos más cargas negativas que positivas.RepresentaciónSe utiliza el siguiente sistema de símbolos para representar un átomo o conjunto de átomos:

Masa atómicaSe l l ama masa a tómica de un e l emen to a l a masa de uno de sus á tomos me d ida en unidades de masa atómica, se representa con los símbolos ‘u’ o ‘uma’. La unidad de masa atómica equivale a 1,66·10-27kg; es decir, 0,00000000000000000000000000166kg. Equivale a la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12.Si un elemento tiene varios isótopos, el valor que se toma como masa atómica es el promedio de las masas de los isótopos según su abundancia en la naturaleza

Ensayo:

Actualmente sabemos que toda la materia se encuentra compuesta por átomos, los cuales son la unidad básica estructural de la materia.



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Estos constituyentes de la materia se encuentran compuestos de 3 partículas; los electrones, los protones y los neutrones, los electrones y los protones poseen carga eléctrica, siendo la de los electrones negativa y la de los protones positiva, mientras que como el nombre lo dice, los neutrones son neutros, lo que significa que carecen de esta, no la poseen.

De acuerdo con el modelo atómico aceptado en la actualidad, los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo del átomo, mientras que los electrones se encuentran alrededor de este núcleo, oscilando.

Las propiedades físicas del átomo se encuentran relacionadas con el núcleo; propiedades tales como masa, densidad y capacidad radioactiva.

Por otro lado, las propiedades químicas se relacionan con el arreglo de los electrones en la periferia del átomo, esto se debe a la facilidad que tienen los electrones para salir o entrar en un átomo, debido a su ubicación en este.

Generalmente los átomos tienen una igual cantidad de protones y de electrones, lo que hace que sean eléctricamente neutros.

Ahora bien, si un átomo pierde electrones, se encontrara cargado de manera positiva, mientras que al ganarlos, se encontrará cargado de manera negativa. Todo átomo que posea carga eléctrica, sin importar si esta es positiva o negativa se llama ion. Aquellos con carga positiva son llamados cationes, mientras que los que tienen carga negativa son llamados aniones.

La masa de un átomo es la suma de neutrones y protones en el núcleo, esto pues los electrones son extremadamente ligeros.

El número atómico es la cantidad de protones o electrones que posee el átomo.

Actividad:

1.- Significado de la palabra griega que da nombre a estas partículas. Indivisible

2.- Mencione las 3 partículas que constituyen a un átomo: Protón, neutrón, electrón.

3.-Carga que posee el protón: Poseen carga positiva.



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4.- ¿Qué tipo de Carga poseen los electrones? Estos poseen una carga negativa.

5.- ¿Cuál es la carga con la que cuentan los neutrones? Estos no cuentan con carga, su carga es nula.

6.- ¿En que estado se encuentra un átomo puro? Los átomos puros son neutros, pues cuentan con la misma cantidad de protones y de neutrones, lo que hace que las cargas se nulifiquen.

7.-¿Qué nombre reciben los átomos que poseen alguna carga? Iones.

8.-¿Cómo son llamados los iones cargados positivamente? Cationes

9.-¿De que forma se llama a los iones que poseen una carga negativa? Aniones

10.-¿Qué es el número atómico? Cantidad de protones o electrones que posee un átomo estable.

El modelo de Thompson:Teoría atómica

Joseph Thomson (1856-1940) partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento presentó algunas hipótesis en1898 y 1904, intentando justificar dos hechos:(a) La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.(b) Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas. Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa aparecía asociada con la carga positiva (dada la poca masa del electrón en comparación con la de los átomos) y suponiendo que había un cierto número de electrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa de carga positiva (como una especie de pastel o calabaza en



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la que los electrones estuviesen incrustados como si fueran trocitos de fruta o pepitas)

Modelo atómicoSegún el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas y por tanto de que los átomos no eran indivisibles como postulaba la teoría atómica de Dalton, se obtuvo de los estudios de la conductividad eléctrica de gases abajas presiones.



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Los gases son aislantes para voltajes bajos, sin embargo, frente a voltajes elevados se vuelven conductores. Cuando en un tubo de vidrio que contiene un gas se hace parcialmente el vacío y se aplica un voltaje de varios miles de voltios, fluye una corriente eléctrica a través de él. Asociado a este flujo eléctrico, el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de luz de colores, denominados rayos catódicos, que son desviados por la acción de los campos eléctricos y magnéticos. Mediante un estudio cuidadoso de esta desviación, J. J. Thomson demostró en 1897 que los rayos estaban formados por una corriente de partículas cargadas negativamente, que llamó electrones.LimitacionesLa imposibilidad de explicar que el átomo está formado por un núcleo compacto y una parte exterior denominada corteza implica que otros científicos como Ernest Rutherford o Niels Bohr continuasen con su investigación y establecieron otras teorías en las que los átomos tenían partes diferenciadas.Ensayo:

J.J. Thompson fue quien propuso la existencia del electrón, para así poder demostrar que la materia es eléctricamente neutra, su modelo atómico permitía explicar esto, pues estas pequeñas partículas, cuya carga era negativa, se encontraban incrustadas en el núcleo o cuerpo del átomo, el cual poseía una carga positiva. Además de la divisibilidad de los átomos, en partículas subatómicas.

Debido a esto, también le fue posible dar la explicación de cómo es posible cargar eléctricamente un cuerpo, separando o agregando electrones a dicho cuerpo, esto, si la energía en cuestión fuese suficientemente importante, justo como se podía observar en los tubos de descarga, los cuales contenian un gas, y se llevaban a casi el vacío, era posible ver destellos luminosos, Thompson llego a la conclusión de que esto se llevaba a cabo por medio del flujo de los electrones.

Cuestionario:

1.-Personaje que descubrió al electrón: J. J. Thompson



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2.-Describa el modelo atómico de Thompson: Este consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones.3.-¿A que es comparable la forma en que Thompson proponía la localiación de los electrones en su modelo? A las pasas encontradas dentro de un budí, o las semillas en el interior de una sandía.4.-¿A que parte correspondía la mayor parte de la masa del átomo? A la parte cargada positivamente.5.- ¿Para Thompson la materia poseía carga? No, el pensaba en la materia como neutra, de ahí que propusiera que las cargas positivas se anulasen con las negativas de los electrones.6.-¿Qué fenómenos fueron explicables mediante este modelo? La electrización y la formación de iones.7.-¿Cómo se comportan los gases a bajos voltajes? Poseen un comportamiento aisalnte.

El Átomo nuclear de Rutherford:Características del ModeloEn 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en: · Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo). · Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.

Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco.



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Insuficiencias del modelo de Rutherford:1- Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.

2- No explicaba los espectros atómicos.Ensayo:Rutherford, mediante el experimento que lleva su nombre, obligo a un cambio de modelo atómico, al el modelo de Thompson ser insuficiente para explicar los resultados obtenidos en dicho experimento, en el cual,



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se bombardeo una capa muy fina de oro con partículas alfa, las cuales procedían de un material radioactivo.Los resultados a los que condujo el experimento fueron que la mayoría de las partículas alfa, continuaron con su trayectoria, sin ser obstruidas de ninguna forma; mientras que algunas presentaron una desviación considerable, y muy pocas de estas fueron desviadas completamente, en algunos casos, regresando a la fuente de emisión.Esto llevó a Rutherford a la conclusión de que el átomo estaba compuesto por un núcleo, en el que se encontraban las partículas cargadas positivamente, y que contenía la mayor parte de la masa de esta partícula; así como una corteza, compuesta por los electrones, que se encontraban oscilando o moviéndose de manera circular alrededor del núcleo, justo como el sistema solar; además de que el tamaño de este, debía ser diminuto, comparado con el tamaño del átomo. Por lo que la mayor parte del átomo debía de ser hueca.Además este modelo establece que la carga positiva se encontraba compensada con la negativa de los electrones, y que estos se movían a grandes velocidades.Cuestionario:

. ¿En qué consistía el experimento de Rutherford?En pasar rayos alfa por placas de oro2. ¿Donde nació Rutherford?Nueva Zelanda3. ¿Menciona los postulados de Rutherford? El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces menor). El número de electrones negativos es igual al numero de protones



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positivos; luego, el átomo resulta neutro.

4. ¿A qué modelo supero Rutherford?Al de Thomson5. Dibuja el modelo de Rutherford

Espectro de líneas:Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de los diferentes elementos químicos.Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado elemento en su fase gaseosa, sus átomos emiten radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen su espectro de emisión.Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética, absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que emite cuando se estimula mediante calor. Este será su espectro de absorción.



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Se cumple, así, la llamada Ley de Kirchoff, que nos indica que todo elemento absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro.Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de cada elemento, sirve para identificar cada uno de los elementos de la tabla periódica, por simple visualización y análisis de la posición de las líneas de absorción o emisión en su espectro.Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien combinado con otros elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante fiable de identificación.Podemos, en definitiva, identificar la existencia de determinados elementos químicos en la composición de sistemas inaccesibles, como pueden ser objetos astronómicos, planetas, estrellas o sistemas estelares lejanos, aparte de que, también, y debido al Efecto Doppler-Fizeau, podemos establecer una componente de velocidad de acercamiento o alejamiento de nosotros.Uno de los logros más espectaculares de la teoría Cuántica es la explicación del origen de las líneas espectrales de los átomos.Cuando se excitan en la fase gaseosa, cada elemento da lugar a un espectro de líneas único.La espectroscopia es un medio de suma utilidad para analizar la composición de una sustancia desconocida.A finales del siglo XIX se descubrió que las longitudes de onda presentes en un espectro atómico caen dentro de determinados conjuntos llamados series espectrales.



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Series espectrales

Una de las consecuencias más importantes y fundamentales de la mecánica cuántica fue el establecimiento de un nuevo concepto: el de los niveles de energía; el cual establece que la energía de un sistema ligado, está cuantificado; esto es, la energía de dicho sistema tiene solo ciertos valores, los cuales generalmente son múltiplos enteros de un valor fundamental o estado base.Muchos experimentos han comprobado la existencia de dichos estados estacionarios o niveles de energía. Uno de ellos es el que se refiere al "espectro de emisión" de átomos excitados.



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Cuando a un electrón dentro de un sistema estable se le entrega energía externa, este realiza un salto cuántico a un nivel de energía superior; cuando esta energía externa deja de actuar, el electrón excitado tiende a volver a su nivel de energía básica; en esta transición, el electrón emite un fotón de energía igual a la que recibió para pasar al siguiente nivel excitado de energía.Muchas de estas transiciones están en la región visible del espectro electromagnético, lo cual nos permite establecer un sencillo experimento para establecer directamente la frecuencia o longitud de onda del fotón emitido y usando la relación de Max Planck, podemos determinar su energía y así comparar con los valores teóricos. Para el átomo de Hidrogeno, se cumple que: Donde: Z = Número Atómicon = 1, 2, 3… (Enteros positivos)

Ensayo:

Son espectros continuos o de líneas de radiación emitidas por las sustancias, lo que es la emisión de la luz a solo ciertas longitudes de onda.

Existen 2 conceptos; el de absorción y el de emisión, los de absorción son los producidos por la incidencia de un fotón en un átomo, el cuela, al chocar con un electrón, lo envía a una capa inferior; mientras que los de emisión son el inverso del de absorción, siendo la emisión del fotón al ele electrón saltar de una capa inferior a una superior.

El espectro continuo es aquel que maneja las longitudes que van de las necesarias para el color rojo, hasta las del color azul, siendo estas longitudes de onda muy cortas.



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Cada elemento posee su propio espectro de linea, quedando interrumpido el espectro continuo, en los puntos en los que la energía de dicha onda permite al electrón saltas a la capa inferior.

Modelo atómico de Bohr:Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:¤ El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.¤ Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.¤ Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.¤ El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.En la siguiente simulación puedes elegir la órbita de giro del electrón. Observa cómo las energías de las órbitas más exteriores son mayores que las de las órbitas más interiores. "r" es el radio de la órbita.



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Ensayo:

Bohr tomo el modelo nuclear o también llamado solar de Rutherford, agregando o postulando ciertas mejoras las cuales le permitían incorporarse a la rama de la física quántica, la cual comenzaba a despega.

A diferencia del de Rutherford, quien hablaba de un numero infinito de orbitas o capas en las cuales podían encontrarse y moverse o desplazarse los electrones, Bohr estableció que estas subpartículas atómicas solo podían hacerlo en orbitas estables; y que este no emitía ningún tipo de energía al encontrarse desplazándose en dichas orbitas.

Así mismo estableció lo relacionado a la interacción de un átomo con alguna otra partícula, o energía, provocando este tipo de interacciones, como la colisión entre partículas, que el o los electrones cambiasen de orbita, o se desprendiesen de dicha orbita abandonando al átomo.

Además, se baso en los resultados del experimento de Fank-Hertz para poder justificar sus postulados y su modelo atómico.

Cuestionario:

1. ¿En qué elemento se basa Bohr para desarrollar su modelo y por qué no fue aprobada?En sus postulados dirigidos a los electrones.2. ¿En qué año fueron publicados los postulados de Bohr?



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En 19133. Menciona algún postulado de dicho científico:Primer postulado: Los electrones se mueven en ciertas órbitas permitidas alrededor del núcleo sin emitir radiación. Así Bohr asumió que el átomo de hidrógeno puede existir solo en ciertos estados discretos, los cuales son denominados estados estacionarios del átomo. En el átomo no hay emisión de radiación electromagnética mientras el electrón no cambia de órbita.

4. Realiza el diagrama de dicho modelo:

5. ¿Qué elementos de la física desarrollo para confirmar su modelo?Con el electromagnetismo.



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Experimento de Franck-Hertz:En 1914, James Franck y Gustav Hertz realizaron un experimento que demostró la existencia de estados excitados en los átomos de mercurio, lo que ayudó a confirmar la teoría cuántica que predecía que los electrones ocupaban solamente estados de energía discretos cuantificados. Los electrones fueron acelerados por un voltaje hacia una rejilla cargada positivamente, dentro de un recipiente de cristal lleno de vapor de mercurio. Más allá de la rejilla, había una placa recolectora, mantenida a un pequeño voltaje negativo respecto de la rejilla. Los valores de los voltajes de aceleración donde la corriente disminuyó, dieron una medida de la energía necesaria para forzar el electrón a un estado excitado.

Los electrones son acelerados en el aparato de Franck-Hertz, y la corriente recogida aumenta con el voltaje de aceleración. Como muestran los datos de Franck-Hertz, cuando el voltaje de aceleración alcanza 4,9 voltios, la corriente cae bruscamente, indicando el claro inicio de un nuevo fenómeno que quita suficiente energía a los electrones, de manera que no pueden alcanzar el colector. Esta caída se atribuye a colisiones inelásticas entre los electrones acelerados y los electrones atómicos de los átomos de mercurio. La aparición súbita



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sugiere que los electrones de mercurio no puede aceptar la energía hasta que se alcanza el umbral para elevarlos a un estado excitado. Este estado excitado de 4,9 voltios, corresponde a una línea fuerte, en el espectro de emisión ultravioleta del mercurio, a 254 nm (un fotón de 4.9 eV). Se producen caídas de la corriente recogida en múltiplos de 4,9 voltios, puesto que un electrón acelerado que tiene quitado 4,9 eV de energía en una colisión, se puede volver a acelerar, para producir otras de tales colisiones a múltiplos de 4,9 voltios. Este experimento fue una fuerte confirmación de la idea de los cuantificados niveles de energía atómica.

Estos datos originales de Franck-Hertz, muestran pérdidas de electrones de 4,9 eV, por colisión con los átomos de mercurio. Es posible observar diez golpes secuenciales en el intervalo de 4,9 voltios.

La pantalla de Franck-Hertz para el mercurio que se muestra a la izquierda, se formó mediante el registro de la corriente vs voltaje. En un osciloscopio en modo x-y, se puso como barrido (y), el voltaje de aceleración. La separación de picos medida, corresponde a la energía de excitación de la transición del mercurio implicado. Ensayo:

Este experimento permitió al físico danés Niels Bohr sustentar su modelo atómico, así como sus postulados.

Uno de los descubrimientos de los 2 científicos que realizaron este experimento fue la pérdida de energía de los electrones al pasar por vapor de mercurio, además de la emisión de luz ultravioleta. Debido a estos descubrimientos, este experimento es primordial también para la confirmación de la teoría cuántica.

El estudio de la perdida de energía por parte de los electrones se realiza mediante la dispersión ineslástica de los átomos de mercurio. En resumidas palabras, al estos recibir una excitación mediante colision.



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Principio de correspondencia:El principio de correspondencia hizo muchas cosas en favor de la física atómica, pero también de la teoría cuántica en general. La primera fue poner límites lógicos a la tarea de "adivinar aquello que aún no era conocido" de los fenómenos atómicos y subatómicos: la física clásica debería aparecer como un caso límite (asintótico) de la nueva física que se intentaba construir. El principio de correspondencia conecta las órbitas alejadas del núcleo con las órbitas clásicas; son las órbitas interiores, cercanas al núcleo atómico, las que muestran mas claramente el comportamiento cuántico. La más cercana al núcleo, en particular, es una órbita especial. Bohr la singulariza con un principio más: esta órbita es inherentemente estable en comparación con los demás estados estacionarios del átomo y "no posee probabilidad de transición espontánea a otros estados estacionarios". Tal principio se infiere necesariamente de la química: sólo así es posible formar compuestos químicos a partir de los elementos. Un gran triunfo posterior de este principio, de origen netamente atómico y espectroscópico, es que resulta necesario también para la teoría de las susceptibilidades magnéticas: Estas serán nulas para átomos con órbitas electrónicas infinitamente próximas al núcleo (teorema de Van Leeuwen) y no existirían sustancias magnéticas. Ensayo:

Este principio fusiona o permite combinar la mecánica quántica con la clásica

Deficiencias del modelo atómico de Bhor:El primero de los problemas es que esta teoría solo puede aplicarse a átomos hidrogenoides, es decir que solamente tengan un electrón en su corteza.Por otra parte en el modelo atómico de Bohr se encuentran conviviendo de forma un tanto artificial la Mecánica Clásica y la Mecánica Cuántica.



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esto hace que los nuevos números cuánticos que van apareciendo lo hacen un poco forzados por los resultados experimentales.Parece necesaria una teoría mejor.



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