Teorias atomicas

Rosario Ybarra Miranda

Año CientíficoDescubrimiento experimentales Modelo atómico

1808

JOHN DALTON

Durante el s. XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

TEORIAS ATOMICAS

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761577976/Prot%C3%B3n.html

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761578497/Ernest_Rutherford.html

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761558353/James_Chadwick.html

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761573780/Detectores_de_part%C3%ADculas.html

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761561467/Ir%C3%A8ne_y_Jean_Fr%C3%A9d%C3%A9ric_Joliot-Curie.html


Leyes clásicas de la química

Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y el propio Dalton, tras la experimentación cuantitativa de numerosos procesos químicos, de las llamadas leyes clásicas de la química:1. En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, estableció la ley de la conservación de la masa, formulada en su libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas.

2. La ley de la composición definida o constante. Esta ley, establecida en 1801 por el químico francés Joseph Proust, nos dice que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas . O expresada de otra manera, cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas.

3. La ley de las proporciones múltiples. Formulada por el propio Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.


NEUTRON

Neutrón, partícula sin carga que constituye una de las partículas fundamentales que componen la materia. La masa de un neutrón es de 1,675 × 10-27 kg, aproximadamente un 0,125% mayor que la del protón. La existencia del neutrón fue profetizada en 1920 por el físico británico Ernest Rutherford y por científicos australianos y estadounidenses, pero la verificación experimental de su existencia resultó difícil debido a que la carga eléctrica del neutrón es nula y la mayoría de los detectores de partículas sólo registran las partículas cargadas.







El neutrón fue identificado por primera vez en 1932 por el físico británico James Chadwick, que interpretó correctamente los resultados de los experimentos realizados en aquella época por los físicos franceses Irène y Frédéric Joliot-Curie y otros científicos. Los Joliot-Curie habían producido un tipo de radiación anteriormente desconocida mediante la interacción de partículas alfa con núcleos de berilio. Cuando esta radiación se hacía pasar a través de una capa de parafina, las colisiones entre la radiación y los átomos de hidrógeno de la parafina producían protones fácilmente detectables. Chadwick se dio cuenta de que la radiación estaba formada por neutrones.





http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761575631/Radiaci%C3%B3n.html


Año CientíficoDescubrimiento experimentales Modelo atómico

1897

JOSEPH JHON THOMSON

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.)

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Descubrimiento del electrón



Año Científico Descubrimiento experimentales

Modelo atómico

1911

ERNEST RUTHERFORD

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.)





CONCLUSIONES

• En base a la experiencia concluyó que el núcleo está formado por los protones y los neutrones. Por tanto, es de naturaleza positiva y allí está concentrada la mayor parte de la masa del átomo.

• También explico que algunas partículas alfa se desvían de su trayectoria porque, al pasar cerca del núcleo, sufren la repulsión de éste, que también es positivo.

COMPORTAMIENTO DUAL DE LA LUZ

• La luz es materia y como tal, toda fuente de luz es una fuente de energía. Esta energía esta en constante movimiento.


• Amplitud (A): Es la longitud máxima respecto a la posición de equilibrio que alcanza la onda en su desplazamiento.

• Periodo (T): Es el tiempo necesario para el paso de dos máximos o mínimos sucesivos por un punto fijo en el espacio.

• Frecuencia (ν): Número de de oscilaciones del campo por unidad de tiempo. Es una cantidad inversa al periodo.

• Longitud de onda (λ): Es la distancia lineal entre dos puntos equivalentes de ondas sucesivas.

• Velocidad de propagación (v): Es la distancia que recorre la onda en una unidad de tiempo. En el caso de la velocidad de propagación de la luz en el vacío, se representa con la letra c.

• La velocidad, la frecuencia, el periodo y la longitud de onda están relacionadas por las siguientes ecuaciones:



• Aun cuando la naturaleza de la luz no está totalmente identificada, se acepta que la luz se comporta como onda y como partícula (comportamiento dual de la luz)

• La luz es una forma radiante o electromagnética.

• Otras formas de energía electromagnética son las ondas de radio, los rayos infrarrojos, los rayos x y los ultravioletas.

• El ordenamiento de las radiaciones electromagnéticas, según la longitud de onda, se conoce con el nombre de espectro electromagnético.



En 1900 Max Planck, fisico alemán, experimento y analizó las radiaciones emitidas por sólidos sometidos a diversas temperaturas:

• Descubrió, con base en estos experimentos, que los átomos y las moléculas emiten energía en forma de paquetes o cuantos, únicamente en números enteros múltiplos de ciertas cantidades bien definidas.

• También indico que la cantidad de energía liberada está relacionad directamente con la frecuencia de luz emitida.

• La energía para un cuanto de energía o foton dado se puede calcular directamente con la ecuación de Planck


• Las radiaciones electromagnéticas se consideran movimiento de campos eléctricos y magnéticos que oscilan en forma de ondas, en planos perpendiculares.

Año Científico Descubrimiento experimentales

Modelo atómico

1913

NIELS BOHR

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. (Modelo atómico de Bohr.)






Postulados de Bohr1. El átomo esta constituido por un núcleo central y el electrón, que

describe órbitas circulares alrededor del núcleo. Este postulado coincide con el modelo de Rutherford.

2. El electrón gira alrededor del núcleo siguiendo órbitas cuyo radio está definido por la siguiente ecuación:

r = nh/2 π m x v • r= radio de la orbita• n = número entero• h = constante de Planck• m = masa del electrón.• v = velocidad del electrón

Esto significa que el electrón, en las órbitas cercanas al núcleo tiene menor energía que cuando está en las orbitas mas lejanas.


3. Cuando el electrón se mueve en una

órbita cercana al núcleo tiene menor energía constante y no gana ni pierde energía: se dice que el electrón está en una órbita fundamental.

Absorción de energía

Emisión de energía



Conclusión del modelo de Bohr• Cuando el electrón pasa de orbitales internos a

orbitales externos, se presenta la absorción de energía y se forma un espectro de absorción. En el caso contrario, se emite energía y se forma el espectro de emisión.

• El razonamiento de Bohr proporciona una explicación satisfactoria para el espectro del hidrógeno y supera la inestabilidad del átomo de Rutherford. Sin embargo, resulta poco adecuado para explicar los espectros de los elementos más pesados que el hidrógeno.


MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA

Explica:• Propiedades del átomo de H• Propiedades de los demás átomos.

Incorpora:• Al electrón como onda estacionaria• Al principio de incertidumbre de Heisenberg• Λ = h/mv (Planck)

Teorias atomicas

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