Átomos: modelos atómicos

Átomo. Capa electrónica. Núcleo. Thomson. Rutherford. Bohr

  • Enviado por: Rakel Ramos
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 7 páginas

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INTRODUCCION

Cada sustancia del universo está formada por pequeñas partículas llamadas átomos; son estudiados por la química, que surgió en la edad media y que estudia la materia.

Para comprender los átomos, cientos de científicos han anunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender su complejidad. Durante el renacimiento, la química fue evolucionando; a finales del siglo XVIII se descubren los elementos y en el siglo XIX se establecen leyes de la combinación y la clasificación periódica de los elementos y se potencia el estudio de la constitución de los átomos.

EL MODEL ATOMICO DE THOMSON

Átomos: modelos atómicos

Joseph John Thomson (1856-1940) fue un físico británico; nació cerca de Manchester, estudio en Owens College y en el Trinity College de la universidad de Cambridge, aquí enseño matemáticas y física, fue profesor de física experimental en el laboratorio de Cavendish y rector de Trinity College. También fue presidente de la sociedad Real y profesor de filosofía natural de la institución regia de Gran Bretaña.

Según su modelo el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones. Esto explicaba que la materia fuese eléctricamente neutra pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa.

Calculo la relación entre la carga y la masa de los átomos realizando un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y por uno magnético; esto llevo a Thomson a suponer que las partículas que formaban los rayos catódicos no eran átomos cargados, sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatomicas a las que llamo electrones.

EL MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD

Ernest Rutherford (1871-1937) nació el 30 de agosto en Nelson, Nueva Zelanda y estudio en la universidad de Nueva Zelanda y en la de Cambridge. Fue profesor de física en la universidad de McGill de Montreal, Canadá, y en la de Manchester en Inglaterra. Se convirtió en director del laboratorio Cavendish en la universidad de Cambridge y mantuvo una cátedra en la institución real de Gran Bretaña en Londres.

En 1919 obtuvo el premio novel de química.

Su experiencia consistió en bombardear con partículas alfa una fina lamina de oro, la partícula alfa atravesaban la lamina y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc; resulto que mientras que la mayoría de las partículas la atravesaban sin desviarse o solo desviándose en poco ángulos, este hecho hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño, esta parte positiva fue llamada núcleo.

Rutherford poseía información sobre la masa, el tamaño y la carga del núcleo , pero no tenia información acerca de la distribución o posición de los electrones.

En su modelo, los electrones se movían alrededor del núcleo; pero observo una contradiccion: el electrón del átomo de Rutherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular, por tanto debería emitir radiación electromagnética y esta causaría la disminución de la energía, así que debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo.

EL MODELO ATOMICO DE BOHR

Niels Bohr (1885-1962) nació en Copenhague el 7 de octubre; era hijo de un profesor de fisiología, y estudio en la universidad de Copenhague donde alcanzo el doctorado en 1911 donde ese mismo año fue a la universidad de Cambridge para estudiar física nuclear con J.J Thomson pero pronto se transladó a la universidad de Manchester para trabajar con E. Rutherford.

Bohr aplico por primera vez una hipótesis a la estructura atómica, todo llevo a formular un nuevo modelo que superaba al modelo atómico de Rutherford.

Se aplicaba de la siguiente manera:

  • El electrón tenia ciertos estados definidos estacionarios del movimiento que le eran permitidos, cada uno de estos estados tenia una energía fija y definida.

  • Cuando un electrón estaba en uno de esos estados no variaba, pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

  • En cualquier estado, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

  • Los estados de movimiento electrónico eran aquellos en los cuales el movimiento angular del electrón era un múltiplo entero de h/2 X 3´14

  • Aplicando esta hipótesis se resolvía la dificultad de átomo de Rutherford:
    el electrón al girar alrededor del núcleo no iba perdiendo energía, sino que se situaba en uno de los estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón solo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado a otro.

    La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía de electrón libre.

    Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios:

    El modelo de Thomson presentaba un átomo

    Estático y macizo. Las cargas positivas y

    Negativas estaban en reposo neutralizándose

    Mutuamente. Los electrones estaban incrustados

    En una masa positiva. El átomo de Rutherford

    Era dinámico y hueco pero de acuerdo con

    las leyes de la física clásica inestable. El modelo

    de Bohr era similar al de Rutherford, pero

    conseguía salvar la inestabilidad recurriendo

    a la noción de cuantificaron y junto con

    ella a la idea de que la física de los átomos

    debía ser diferente de la física clásica.

    BIBLIOGRAFIA

    Microsoft Internet Explorer:

    www.monografias.com

    www.lafacu.com

    Enciclopedia Microsoft encarta on-line

    INDICE

    Introducción.................................................................................p 3

    Modelo atomico de Thomson.....................................................p 4

    Modelo atomico de Rutherford................................................p 5

    Modelo atomico de Bohr............................................................p 6 y 7

    Bibliografia...................................................................................p 8

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