Introducción- Estuctura atómica-
Cargas eléctricas: Es una propiedad intrínseca de algunas partículas subatómicas que se manifiesta mediante atracciones y repulsiones que determinan las interacciones electromagnéticas entre ellas.
Robert Millikan:
Fue un físico estadounidense que ganó el Premio Nobel de Física en 1923 primordialmente por su trabajo para determinar el valor de la carga del electrón y el efecto fotoeléctrico. También investigó los rayos cósmicos.
Estudió en las universidades de Colombia, Berlín y Gotinga. En 1896 fue nombrado profesor de física en la universidad de Chicago. Abandonó la universidad en 1921 para asumir el cargo de presidente del Instituto de California, en Pasadera.
Experimento de la Gota de Aceite
Se denomina experimento de la gota de aceite al experimento clásico realizado en 1909 por el físico estadounidense Robert Millikan y que le permitió medir la carga del electrón.
El experimento consiste en introducir en un gas, gotitas de aceite de un radio del orden de un micrómetro. Estas gotitas caen muy lentamente, con movimiento uniforme, con su peso compensado por la viscosidad del medio. Este tipo de movimiento viene regido por la ley de Stokes. Ahora bien, las gotas se cargan electrostáticamente al salir del atomizador por lo que su movimiento de caída se altera fuertemente si se hace actuar un campo eléctrico vertical. Ajustando convenientemente el campo, puede lograrse que la gota permanezca en suspensión.
Conociendo el valor
m de la masa de la gota, la intensidad
E del campo eléctrico y el valor
g de la gravedad, puede calcularse la carga
q de la gota en equilibrio:
mg = q E Ec. Nº 1.
Millikan comprobó que las variaciones de esta carga eran siempre múltiplos de una carga elemental, indudablemente la del electrón. Por consiguiente pudo medir la carga eléctrica que posee un electrón. Este valor es: e = 1,602 × 10-19 culombios.
Para medir la velocidad de caída de la gota al aire libre se ocupa la Ley de Stokes , con lo cual se calcula la masa de la gota. Observando la velocidad de ascenso de la gota en el campo eléctrico nos permite calcular la fuerza sobre ella, y de aquí, la carga que posee la gota de aceite. Sin embargo, el experimento entregará la carga total de una gota, a través de esto podremos obtener una tabla y cierto grado de conocimiento experimental que la carga de un solo electrón puede ser determinada. Se seleccionarán gotas las cuales asciendan o desciendan lentamente, con lo cual tendremos la certeza que la gota posee una pequeña cantidad de electrones. Con todo esto, conoceremos la naturaleza atómica y eléctrica de la gota.
Joseph John Thomson
Fue un profesor universitario y físico británico, galardonado con el Premio Nobel de Física en 1906 y descubrió del electrón.Estudió en el Owens Collage y en el Trinity Collage, de la universidad de Cambridge. En esta institución enseñó matemáticas y física, fue profesor de física experimental en el laboratorio de Cavendish, y rector del Trinity Collage (1918-1940).
En 1908 fue nombrado Sir por el rey Jorge V del reino Unido.
Joseph John Thomson falleció en la ciudad de Cambridge, siendo enterrado en la Abadía de Westmister de Londres, muy cercano a la tumba de Isaac Newton.
Experimento Nº 1
Propagación de los rayos catódicos
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).
Con este experimento Thomson averiguó cómo se desplazaban los rayos.
Pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.
Experimento Nº 2
¿De dónde parten los rayos?
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).
Con este experimento Thomson averiguó de dónde salían los rayos.
Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en la figura, en el camino de los rayos observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. Esto indicaba que los rayos partían del cátodo. Por eso se los llama RAYOS CATÓDICOS.
Experimento Nº 3
¿Tienen masa los rayos?
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).
Con este experimento Thomson averiguó si los rayos tenían masa.
En el camino de los rayos interpuso una pequeña rueda. Observó que la rueda giraba como consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los rayos poseían masa.
Experimento Nº 4
¿Qué carga tienen los rayos?
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).
Con este experimento Thomson averiguó qué carga tenían los rayos.
Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, comprobó que los rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo. Este comportamiento indicaba que los rayos eran partículas negativas.
Modelo atómico de Thomson
Cuando Thomson propuso su modelo atómico se sabía que los átomos eran neutros
Teniendo en cuenta lo que se sabía del átomo, y luego de los experimentos mencionados, Thomson propuso el siguiente modelo:
El átomo se encuentra formado por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas.
Ernest Rutherford
Fue un físico y químico británico. Se le considera el padre de la física nuclear. Descubrió la radiación alfa y beta, y que la radiactividad iba acompañada por una desintegración de los elementos, lo que le valió ganar el Premio Nobel de Química en 1908. También se le debe el descubrimiento de la existencia de un núcleo atómico, en el que se formaron Niels Bohr y Oppenheimer.
Su influencia en este terreno de la física que descubrió fue pues especialmente relevante.
Experimento Rutherford
El experimento de Rutherford, también llamado "experimento de la lámina de oro", fue realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, bajo la dirección de Ernest Rutherford en los Laboratorios de Física de la Universidad de Manchester. Los resultados obtenidos y el posterior análisis tuvieron como consecuencia la rectificación del modelo atómico de Thomson (modelo atómico del panqué con pasas) y la propuesta de un modelo nuclear para el átomo.
El experimento consistió en "bombardear" con un haz de partículas alfa ( núcleos de helio) una fina lámina de metal y observar cómo las láminas de diferentes metales afectaban a la trayectoria de dichos rayos.
Las partículas alfa se obtenían de la desintegración de una sustancia radiactiva, el polonio. Para obtener un fino haz se colocó el polonio en una caja de plomo, el plomo detiene todas las partículas, menos las que salen por un pequeño orificio practicado en la caja. Perpendicular a la trayectoria del haz se interponía la lámina de metal. Y, para la detección de trayectoria de las partículas, se empleó una pantalla con sulfuro de zinc que produce pequeños destellos cada vez que una partícula alfa choca con él.
Según el modelo de Thomson, las partículas alfa atravesarían la lámina metálica sin desviarse demasiado de su trayectoria:
-La carga positiva y los electrones del átomo se encontraban dispersos de forma homogénea en todo el volumen del átomo. Como las partículas alfa poseen una gran masa (8.000 veces mayor que la del electrón) y gran velocidad (unos 20.000km/s), la fuerzas eléctricas serían muy débiles e insuficientes para conseguir desviar las partículas alfa.
· Además, para atravesar la lámina del metal, estas partículas se encontrarían con muchos átomos, que irían compensando las desviaciones hacia diferentes direcciones.
Pero se observó que un pequeño porcentaje de partículas se desviaban hacia la fuente de polonio, aproximadamente una de cada 8.000 partículas al utilizar una finísima lámina de oro con unos 200 átomos de espesor. En palabras de Rutherford ese resultado era "tan sorprendente como si le disparases balas de cañón a una hoja de papel y rebotasen hacia ti".
Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío, que la desviación de las partículas alfa indica que el deflector y las partículas poseen carga positiva, pues la desviación siempre es dispersa. Y el rebote de las partículas alfa indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa.
El modelo atómico de Rutherford mantenía el planteamiento de Thomson, de que los átomos poseen electrones, pero su explicación sostenía que todo átomo estaba formado por un núcleo y una corteza. El núcleo debía tener carga positiva, un radio muy pequeño y en él se concentraba casi toda la masa del átomo. La corteza estaría formada por una nube de electrones que orbitan alrededor del núcleo.
Según Rutherford, las órbitas de los electrones no estaban muy bien definidas y formaban una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma indefinida. También calculó que el radio del átomo, según los resultados del experimento, era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, lo que implicaba un gran espacio vacío en el átomo.
Arriba Resultados esperados: Las partículas alfa pasando a través del modelo del pudín sin verse alteradas.
Abajo: Resultados observados: Una pequeña parte de las partículas eran desviadas, demostrando la existencia de un minúsculo volumen de carga positiva.
Modelo atómico de Rutherford
Este modelo fue históricamente importante, en la comprensión de la materia. La idea básica que introdujo Joseph Thomson para formular el modelo era que los átomos poseen electrones, pero sostenía que estos se encontrarían girando alrededor de un núcleo central. En ese núcleo se concentraría toda la carga positiva del átomo y casi toda la masa, y su tamaño debía ser muy pequeño en comparación al de todo átomo.
Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas , los resultados de su experimento, permitieron calcular que el radio del átomo era diez veces mayor que el núcleo mismo, lo que hace que haya un gran espacio vacío en el interior de los átomos.
El modelo atómico de Rutherford fue sustituido muy pronto por el de Bohr, que utilizó algunas de las hipótesis iniciales de la mecánica cuántica para describir la estructura de las órbitas de los electrones.
La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer la existencia de un núcleo en el átomo, término que, paradójicamente no aparece en sus escritos. Lo que Rutherford considero esencial, para explicar los resultados experimentales, fue “una concentración de carga” en el centro del átomo.
Niels Bohr
Fue un físico danés que realizó importantes contribuciones para la comprensión de la estructura del átomo y la mecánica cuántica.
Nació en Copenhague, hijo de Christian Bohr y Ellen Adler. Tras doctorarse en la universidad de Copenhague en 1911, completó sus estudios en Manchester, Inglaterra a las órdenes de Ernest Rutherford.
En 1943 Bohr escapó a Suecia para evitar su arresto, viajando posteriormente a Londres. Una vez a salvo, apoyó los intentos anglos-americanos para desarrollar armas atómicas, en la creencia errónea de que la bomba alemana era inminente, trabajó en los Álamos, Nuevo México (EE.UU.) en el Proyecto Manhatthan.
Después de la guerra, abogando por los usos pacíficos de la energía nuclear, retornó a Copenhague, ciudad en la que residió hasta su fallecimiento en 1962.
Modelo Atómico de Bohr
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)
· Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
· Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
· Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero sólo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.
El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. El electrón de un átomo o ión hidrogenoide describe también órbitas circulares, pero los radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor.
Consideremos un átomo o ión con un solo electrón. El núcleo de carga Ze es suficientemente pesado para considerarlo inmóvil.
Si el electrón describe una órbita circular de radio r, por la dinámica del movimiento circular uniforme.
Ec. Nº 2
En el modelo de Bohr, sólamente están permitidas aquellas órbitas cuyo momento angular está cuantizado.
Ec. Nº 3
n es un número entero que se denomina número cuántico, y h es la constante de Planck 6.6256·10-34 Js.
Los radios de las órbitas permitidas son:
Ec. Nº 4
Donde ao se denomina radio de Bohr. ao es el radio de la órbita del electrón del átomo de Hidrógeno Z = 1 en su estado fundamental n = 1.
La energía total es:
Ec. Nº 5
En una órbita circular, la energía total
E es la mitad de la energía potencial:
Ec. Nº 6
La energía del electrón aumenta con el número cuántico
n.
La primera energía de excitación es la que lleva a un átomo de su estado fundamental a su primer (o más bajo) estado excitado. La energía del estado fundamental se obtiene con n = 1, E1 = -13.6 eV y la del primer estado excitado con n = 2, E2 = -3.4 eV. Las energías se suelen expresar en electrón-voltios (1eV=1.6 10-19 J).
La frecuencia
f de la radiación emitida cuando el electrón pasa del estado excitado E2 al fundamental E1 es
Ec. Nº 7
CONCLUSIÓN :
Lo que Millikan hizo fue poner una carga eléctrica en una gota de aceite, y medir qué tanta fuerza eléctrica era necesario para detener la gotita en su caída.
La carga eléctrica que posee una partícula, puede ser calculada por la medición de la fuerza experimentada por ella en un campo eléctrico (E) de magnitud conocida.
Thomson en sus experimentos estableció en las propiedades de los rayos que estos mismos se desplazaban en líneas rectas, partían del cátodo, poseían masa y eran partículas negativas.
Thompson estableció que los átomos pueden dividirse en las llamadas partículas fundamentales: Electrones, Protones y Neutrones.
El átomo , según Thompson, se encuentra formado por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas
El experimento de Rutherford, rectificó el modelo atómico de Thomson.
El experimento de Rutherford consistió en "bombardear" con un haz de partículas alfa una fina lámina de metal y observar cómo las láminas de diferentes metales afectaban a la trayectoria de dichos rayos.
El módelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
-El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
-Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
-La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
- Su experimento con la lámina de oro bombardeada por núcleos de helio 8 partículas alfa con carga + ) implicaba:
•que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban
•que hay una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se desviaban. Esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones que de choques.
Esto le condujo a proponer en 1911 un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas:
•Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad a la que llamó
núcleo.
•Otra rodeando al núcleo a la que llamó
corteza donde estaban los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo.
Sin embargo, el modelo de Rutherford presentaba fallos:
•Según la teoría clásica de electromagnetismo, una partícula eléctrica acelerada emite energía. Y el electrón girando entorno al núcleo está sometido a una aceleración centrípeta por lo que irradiaría energía, perdería velocidad y, por fin, caería al núcleo desestabilizando el átomo. Pero como el átomo de hecho es estable, las cosas no pueden ocurrir según el modelo de Rutherford.
•No explicaba los espectros
El modelo de Bohr es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford. Bohr proporcionó una base para el carácter cuántico de la luz.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo.
Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes pricipios y reglas:
•Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía.
Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el
diagrama de Mouller.
Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en las configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría los orbitales 4f son más energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d que entonces se vuelve más energético, y empieza a rellenar los 4f.
•En cada orbital sólo caben 2 electrones.
PRINCIPIO DE PAULI
Según el cual los electrones (que son pequeñas partículas cargadas eléctricamente que pululan alrededor del núcleo atómico) no pueden solaparse uno sobre otro, se excluyen mutuamente, y si se intenta presionar a dos electrones en la misma órbita para que se unan, se repelen. Esta fuerza de repulsión no se debe al hecho de que las cargas eléctricas correspondientes de los electrones se repelan, sino que se trata de una fuerza de repulsión completamente nueva, mucho más fuerte que la electromagnética. Esta nueva fuerza, llamada «fuerza de intercambio» sólo puede comprenderse basándose en la teoría cuántica y no existe nada análogo a ella en la física clásica. Su existencia al nivel atómico es lo que impide que se colapsen las nubes electrónicas que rodean los núcleos atómicos.
En resumen, se trata de un principio que establece que dos partículas similares no pueden existir en el mismo estado, es decir, que no pueden tener ambas la misma posición y la misma velocidad, dentro de los límites fijados por el principio de incertidumbre.
Por otra parte, a través del principio de exclusión se puede explicar por qué las partículas materiales no colapsan en un estado de casi extrema densidad, bajo la influencia de las fuerzas producidas por las partículas de espín 1, 1½ y 2 : si las partículas materiales están casi en la misma posición, deben tener entonces velocidades diferentes, lo que significa que no estarán en la misma posición durante mucho tiempo.
Una de las más importantes conclusiones de esas reglas
es el principio de exclusión de Pauli:
un orbital atómico determinado puede ser ocupado por sólo dos electrones, pero con el requisito de que los espines de ambos deben ser opuestos. Estos electrones de espines opuestos se consideran apareados. Electrones de igual espín tienden a separarse lo máximo posible. Esta tendencia es el más importante de los factores que determinan las formas y propiedades de las moléculas.
REGLA DE HUND
En un mismo subnivel, los átomos no se aparean hasta que no haya un electrón en cada orbital.
REGLA DEL OCTETO
La regla del octeto establece que, al formarse un enlace químico los átomos adquieren, pierden o comparten electrones, de tal manera que la capa más externa o de valencia de cada átomo contenga ocho electrones. Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases nobles, excepto el helio, tiene esta estructura de ocho electrones.
La regla del octeto se aplica, con unas cuantas excepciones, en los dos primeros periodos de ocho miembros. Más allá de ellos, un nivel cuántico puede contener más de ocho electrones y, por tanto, se hace posible que la capa de valencia del átomo se ha expandido, para alojar más electrones.
Muchos otros átomos no siguen la regla del octeto y contienen 6, 10, 12 y hasta 14 electrones en la capa de enlace. Los átomos que obedecen a la regla son, por lo general, los que están alejados en cuatro o menos números atómicos de la configuración de un gas noble, y por lo tanto pueden lograr más fácilmente la configuración de un gas noble.
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