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Modelo atómico Dalton.
Esta teoría defiende: que los elementos están formados por partículas indivisibles llamados átomos, los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa y propiedades, que los compuestos se forman por la unión de átomos según una relación sencilla y constante. -
Rayos catódicos.
Se descubrieron en tubos de vacío al observar una luz verde. Para determinar su naturaleza se realizaron varios experimentos llegando a la conclusión de que se trataban de partículas con carga negativa a los que Thomson denominó electrones. Esto puso de manifiesto que el átomo era indivisible siendo la teoría atómica de Dalton incorrecta. -
Rayos canales.
El físico Goldstein encontró en los tubos de descarga una radiación que se movía en sentido contrario a los rayos catódicos. Esta radiación se observó cuando se utilizó un cátado perforado, por lo que se le denominó rayos canales. También se denominan rayos anódicos puesto que se dirigían hacia el ánodo. Más tarde, se comprobó que los rayos canales son átomos ionizados con carga positiva que coincide con la del electrón, a los que llamó protones. -
Rayos X
El físico alemán Wilhelm Conrad Röntgen descubrió los rayos X, mientras experimentaba con unos tubos para investigar la fluorescencia violeta que producían los rayos catódicos. Estos rayos eran emitidos por unos minerales de uranio que eran capaces de atravesar la materia. Más tarde Marie Curie llamó a este fenómeno Radiactividad. -
Modelo atómico de Thomson.
Thomson propone un nuevo modelo atómico como consecuencia del descubrimiento del electrón, en el que consideraba que el átomo es semejante a una esfera de carga positiva que contiene electrones incrustados en ella. Con esto explicaba que el átomo alcanzaba la neutralidad. Con este modelo se explicaban los efectos de ionización de la materia. -
Líneas de Balmer.
Es el conjunto de líneas espectrales viibles que resultan de la emisión del átomo de hidrógeno cuando un electrón transita desde un nivel n ≥ 3 a n = 2 (n representa el número cuántico principal, nivel de energía del electrón). La longitud de onda, para cada línea de Balmer, se puede calcular mediante la fórmula de Rydberg. -
Naturaleza de la luz. Ecuación de Planck.
Se postulan dos teorías sobre la naturaleza de la luz y ninguna resulta ser válida por sí sola. Planck pudo explicar la radiación del cuerpo negro y supuso que los electrones del cuerpo oscilaban, con una frecuencia determinada. Estas oscilaciones hace que los electrones absorban o emitan radiación electromagnética con una energía. Pero esta energía solo puede tomar como valores aquellos que son múltiplos de una cantidad discreta de energía llamada cuanto. -
Efecto fotoelétrico. Fotones.
En 1905, Einstein pudo explicar el efecto fotoeléctrico basándose en la ecuación de Planck, es decir, sugirió que la luz estaba formada por cuantos de energía, que denominó fotones, cuya energía venía dada por la ecuación de Planck. En el proceso de fotoemisión, si un electrón absorbe un fotón y este tiene más energía, el electrón es arrancado del material. De lo contrario, no puede escapar del material. -
Experimento de Rutherford.
Se lleva a cabo gracias al descubrimiento de ola radiactividad. El experimento consistía en bombardear con partículas alfa una fina lámina de metal, la mayoría de los rayos alfa atravesaron la lámina sin desviarse, algunos se desviaron y pocos de ellos rebotaron. Por eso, Rutherford rechazó el modelo atómico de Thomson, debido a que si este fuese correcto todas hubiesen atravesado la lámina sin desviarse. No puede explicar los espectros atómicos. -
Modelo atómico Rutherford.
Utilizó partículas radioactivas de gran velocidad y energía y calcularon la desviación al chocar con una placa de oro. Propuso que el átomo era como el sistema solar donde el núcleo era el sol y los electrones eran los planetas que orbitaban a su alrededor. -
Descubrimiento de los isótopos.
Thomson canalizó una corriente de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos, hasta chocar con una placa que había colocado al otro lado. Observó dos zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectorias de desviación diferentes. Concluyó que esto era porque algunos de los iones de neón tenían diferentes masas; así fue como descubrió la existencia de los isótopos. -
Modelo atómico Bohr.
Postuló que los electrones podían tener una cierta cantidad de energía. Arregló los electrones en órbitas circulares con una cantidad específica de energía y explicó que si un electrón salta de una capa de alta energía a otra menos, produciría un fotón; de esta manera quedaba resuelto el fenómeno de los espectros de absorción. Representó el átomo como capas de una cebolla, pero no sirvió para explicar átomos con más de un electrón. -
Limitaciones a Rutherford.
Si los electrones están sometidos a una aceleración, éste debería emitir energía, por lo que cada vez iría describiendo órbitas de radio más pequeñas hasta precipitar en el núcleo. Esto, no sucede en la realidad. Tampoco podía explicar los espectros atómicos. -
Modelo atómico Bohr-Sommefield.
En este modelo, los electrones solo giraban en órbitas circulares, sin emitir energía, las únicas órbitas permitidas son aquellas cuyo momento cinético es múltiplo de h/2pi. Si el electrón salta de una órbita de mayor energía a una de menos, emite radiación. Este modelo pudo explicar teóricamente los resultados de Balmer, pero no explica espectros con más de un electrón, ni los del H con campos magnéticos. Además mezclaba ideas clásicas y cuánticas. -
Dualidad onda- corspúsculo.
Louis de Broglie propone que a las partículas que viajan con velocidades próximas a las de la luz se les asocia una longitud de onda determinada, diciéndose entonces que presentan una naturaleza dual (onda-corpúsculo).
Dado que h es un número muy pequeño, cuanto mayor sea la masa, más pequeña será la longitud de onda. Está teoría fue demostrada más tarde por los estadounidenses DAVISSON que obtuvo de forma experimental difracción con electrones. -
Ecuación de Schödinger.
Formuló la mecánica ondulatoria, naturaleza ondulatoria del electrón. Si el electrón puede comportarse como una onda podrá describirse por una función matemática denominada función de onda ψ, que depende de la posición del sistema en el espacio. Esta ecuación es diferencial y su resolución permite obtener una serie de soluciones, cada una de las cuales describe un posible estado de energía para los electrones del átomo. -
Principio de incertidumbre.
Werner Heisenberg enunció este principio. No es posible determinar simultáneamente y con precisión la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. -
Modelo mecánico cuántico.
El átomo puede existir en determinados estados energéticos cuya variación se produce con emisión o absorción de energía. El cambio de energía se lleva acabo por emisión o absorción de un fotón. Los estados energéticos para el átomo se distinguen mediante cuatro valores determinados, números cuánticos.
- n: toma valores naturales y nos informa acerca del tamaño del orbital y la energía que posee.
- l: número cuántico orbital o del momento angular. Toma los valores 0 hasta n-1. -
Descubrimiento de los neutrones.
Rutherford supuso que en los núcleos atómicos debían existir otras partículas que tendrían masa pero su carga sería nula. Los descubrió Chadwick y los llamó neutrones.
