Descubrimiento y estructura del átomo: Thomson, Millikan, Rutherford y Bohr

THOMSON

En 1897, analizando los rayos catódicos que se generaban en un tubo de descargas modificado, descubrió el electrón. Más tarde, de forma similar, descubrió el protón. Con estos rayos en presencia de campos eléctricos y magnéticos, Thomson encontró la relación carga/masa de los electrones y protones. Propuso por ello un átomo formado por protones y electrones en el mismo número, pero al tener los protones una masa muy superior a la de los electrones, estos actuarán como aglomerantes. (M Pastel con pasas)

MILLIKAN

En 1909, Millikan utilizó partículas atomizadas y cargadas en una cámara de gotas de aceite, lo que le permitió determinar la carga elemental del electrón. Conocida la carga y la relación carga/masa, determinó la masa del electrón (9,11•10^-31 kg) y del protón (1,67•10^-27 kg). C: 1,6•10^-19

RUTHERFORD

En 1911, Rutherford investigó la estructura atómica bombardeando una finísima lámina de oro con partículas alfa. EXPERIENCIA: La mayoría pasaban sin desviarse, algunas sufrían pequeñas desviaciones y escasas una desviación considerable. Pensó que el átomo estaba constituido por un núcleo (en el que se encontraba casi toda la masa) y a su alrededor giraban electrones. 1er MODELO ATÓMICO NUCLEADO. LIMITACIONES: Se suponía que el movimiento de los electrones obedecía a las leyes de la física clásica (toda partícula cargada que gira emite radiación electromagnética), por lo que acabarían precipitándose sobre el núcleo. No fue capaz de justificar los espectros atómicos.

TEORÍA FOTÓNICA DE PLANCK

h = 6,63•10^-34 E = h•f, c = lo•f. Inicia la mecánica cuántica. FOTÓN: Cuanto de radiación electromagnética o cuanto de energía. No tiene masa. Depende de su frecuencia (^F^E). ENERGÍA DE FOTÓN = energía de la radiación. NÚMERO DE FOTONES = intensidad de la radiación. EFECTO FOTOELÉCTRICO (h•fi = h•f0 + mv²/2) (Wext = h•f0) (c = lo0•f0). ESPECTROS ATÓMICOS: Al ser diferentes entre elementos, los diferencia entre sí. TvRadio, Microondas, Infrarrojo | Ultravioleta, Rayos X, Rayos gamma. DE ABS (rayas negras = energía que roban los electrones para saltar). DE EMIS (rayas de color = energía que ceden para volver a su sitio). Ocurre quitando la fuente de excitación. 1/lo = R{1/n1² - 1/n2²} n (Rydberg) 1 (Lyman) 2 (Balmer) 3 (Paschen) 4 (Brackett) 5 (Pfund) R = 10,967,757,6 m^-1

CALOR

[no cambia de estado] Q = m•ce•∆T

BOHR

K = cte coulomb = 9•10⁹ N m²/C² r = an² = 0,529n²Å

LIMITACIONES: Presentaba complicaciones insuperables cuando se trataba de átomos multielectrónicos. No justificaba por qué las órbitas son estables y los electrones no emiten energía. La idea de órbitas como un lugar concreto donde deben encontrarse los electrones fue negada por los principios de la mecánica cuántica.

PRINCIPIO DE DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO

Toda partícula que se mueva lleva asociada una onda cuya longitud es lo = h/mv o lo = h/mc. ONDA ASOCIADA A E (2Πr = n•lo)

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE HEISENBERG

Afirma que hay una limitación fundamental en la precisión con la que se pueden determinar simultáneamente posición y cantidad de movimiento de una partícula (∆x∆p ≥ h/2Π) n (Principal) 1, 2, 3, 4... (Nivel de energía, capa o tamaño del orbital) BOHR l (Secundario) (n-1) (número de subniveles en cada nivel de energía y forma del orbital) SOMMERFELD m (Magnético) (-l...0...l) (número de orbitales de cada tipo que hay en un nivel de energía) ZEEMAN s (espín) (±1/2) (momento magnético intrínseco del electrón)

(n,l,m,s) = electrón

n (n,l,m) = orbital (n,l) = tipo de orbital (n) = capa

ORBITALES: Regiones del espacio en las que hay ≥90% de probabilidad de encontrar un electrón. Tridimensionales.