La teoría atómica de Dalton establece que toda la materia está formada por átomos indivisibles e invisibles. Los experimentos de Thomson y Rutherford con tubos de rayos catódicos llevaron al descubrimiento de las partículas subatómicas y al modelo atómico de Rutherford, donde los átomos tienen un núcleo denso rodeado por electrones. Posteriormente, los experimentos de Planck y Bohr permitieron explicar las líneas espectrales discretas y proponer el modelo atómico de Bohr, donde los

1. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Toda la materia esta formada por átomos.Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa. (errado, existen isótopos).Los átomos que forman los compuestos son de 2 o mas clases diferentes. (errado, S8).Los átomos son partículas indivisibles e invisibles. (error, reacciones nucleares).Los átomos que forman los compuestos están en una relación de números enteros y sencillos.Los cambios químicos corresponden a una combinación, separación o reordenamiento de átomos.

2. DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICASJ. J. Thomson utiliza en sus investigaciones un “tubo de rayos catódicos o tubo de Crookes”.El tubo de Crookes o tubo de rayos catódicos, consiste en:Tubo de vidrio al vacíoEl cuál posee 2 electrodosY por donde se hace pasar una corriente eléctrica.

3. TUBO DE RAYOS CATÓDICOS

5. Los rayos se desvían

6. CARACTERÍSTICAS DE ESTOS RAYOSLos rayos viajan en línea recta desde el cátodo al ánodo.El haz de rayos catódicos se desvía en presencia de un campo eléctrico hacia el polo positivo, dando cuanta de su carga negativa.

7. TUBO CON PALETAS

8. MODELO ATÓMICO DE THOMSON'SEsfera compacta.Esta esfera se presenta con neutralidad de carga.Cargas + en igual número que cargas -

9. MODELO ATÓMICO DE THOMSON'S

10. Experimento de RutherfordExperimenta con material radiactivo que emite partículas α.Estas partículas atraviesan lámina delgada de Au.Chocan contra pantalla, emitiendo un destello.

11. Experimento de Rutherford

12. Modelo atómico de Rutherford

13. Por que no funciona el modelo?

14. Comparando ambos modelosModelo atómico de Thomson’sModelo atómico de Rutherford

15. Átomo de Böhr Hecho importante:Al calentar un pedazo de Hierro, este se pone al rojo y, emite luz. Pero este era un hecho inexplicable, puesto que al hacer pasar la luz por un prisma, este separaba la luz dando líneas separadas.

16. Qué es un espectro?La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo, que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran.

17. Luz por un prisma

18. Espectro de la luz visible

19. Tipos de espectros

20. Átomo de HLa física clásica hasta ese entonces había supuesto que los átomos y moléculas podían emitir o absorber cualquier cantidad arbitraria de energía radiante.La física no podía explicar las líneas espectrales de los átomos.

21. Espectro del átomo de H

22. El científico Max Planckpropone entonces que los átomos y las moléculas solo podían emitir o absorber energías en cantidades discretas como pequeños paquetes a los cuales llamo cuantos y, que es la mínima cantidad de energía que podía ser emitida o absorbida en forma de radiación electromagnética y, esta energía de 1 cuanto de energía emitida es proporcional a su .

23. Por lo tanto:La Energía (E) equivalente a 1 “cuanto” de energía, viene dada por:En donde:E: Energía de 1 cuanto de luz (J)h: constante de planck.ν: Frecuencia, expresada en Hz o s-1

24. Además:Y la frecuencia:Donde:c= velocidad de la luzλ= longitud de onda (m)

25. Sin embargo, en un haz de luz no todos los cuantos tienen la misma frecuencia, sino que son múltiplos enteros de una frecuencia fundamental.Como solo puede tomar valores enteros positivos, se dice que la energía esta cuantizada.

26. Propuesta de BohrNo solo el hidrógeno da un espectro discreto de líneas, todos los elementos lo dan. Esto lleva a Bohr a proponer un modelo atómico diferente al de Rutherford, en el que considera que las líneas de los espectros son la resultante de transiciones entre niveles energéticos en los átomos:

27. Postulados del modelo: Los electrones giran en orbitas circulares (n) en torno al núcleo. n= 1, 2, 3, 4,…, +∞.Cuando el electrón gira en una orbita determinada no emite ni absorbe energía. Esta en un estado estacionario.En el átomo de hidrógeno solo están permitidas orbitas de radio .En donde:

28. Esquema del modelo

30. Cuando el átomo absorbe o emite energía, el electrón salta de un nivel a otro. Por convención de dice que:Si el electrón absorbe energía, entonces se aleja del núcleo y pasa a un estado excitado o sea de mayor energía.Si el electrón emite energía, entonces se acerca al núcleo y pasa a su estado no-excitado o estado basal o sea de menor energía.

31. Si el electrón absorbe energía

32. Si el electrón emite energía

34. Observaciones: Cuando el electrón esta en una orbita estacionaria n, su Energía viene dada por:A mayor valor de n, el valor absoluto es menor, pero debido al signo negativo la energía es mayor.

35. Si el electrón absorbe o emite energía lo hace en forma de cuantos de luz, cuya magnitud esta dada por la ecuación de Planck.Si el electrón cambia de orbita, esta diferencia de energía (∆E) esta dada por: ∆E= Efinal - EinicialSi la n->∞, entonces E tiende a 0, podemos decir que el electrón esta tan alejado del núcleo, que el átomo se ha ionizado.