El documento presenta un resumen de la historia de la teoría atómica desde Dalton hasta Bohr. Comienza con las ideas de Dalton sobre los átomos y continúa explicando los descubrimientos de Thomson, Rutherford, Planck, Einstein y otros que llevaron al modelo atómico cuántico de Bohr en 1913.

1. Estructura
Atómica
UNI-FIQT
QUÍMICA I (QU-116A)
Profesor: Jaime Flores Ramos
2014-1

2. Teoría Atómica de John Dalton-1808
• Los elementos se componen de
partículas diminutas, esféricas e
indivisibles llamado átomo.
• Todos los átomos de un mismo
elemento son iguales, pero diferente a
lo de otro elemento.
• Los compuestos químicos se forman
por la unión de dos o más átomos de
elementos diferentes en una relación
de números enteros sencillos.
• Las reacciones químicas son
reagrupaciones de átomos y los átomos
no se destruyen.

3. Rayos catódicos
W. Crookes
(1875)
J. J. Thomson
Descuibridor del
electrón, 1897
Alto voltaje
Baja presión

4. Conclusiones de Thomson:
Se desplazan en línea recta… Parten del cátodo…
Poseen masa… Son negativos…
Los rayos catódicos…

6. Rayos canales
Eugen Goldstein (1886)

7. Rayos canales y rayos catódicos

8. Modelo Atómico de Thomson,1898
R.A. Millikan, en 1909, determina la carga del electrón = 1,6x10-19
C
Carga del electrón/masa del electrón = e/m = 1,756x108
C/g = cte.
Masa positiva
Electrón
Modelo del budín de pasas

11. Radiactividad Natural
Henry Becquerel
(1896)
Desintegración espontánea de núcleos inestables,
emitiendo partículas nucleares y energía radiante.

12. • (Premio Nóbel en 1903 junto a
Becquerel).
• Descubrieron el Th, Ra y Po
Radiactividad
Pierre y Marie Curie
Los esposos Pierre y María
Curie en su laboratorio de la
Escuela de Física de París,
trabajando para la obtención del
radio (1902).

13. Separación de las emisiones radiactivas

14. Principales Emisiones Radiactivas
Nombre Símbolo Carga Identidad Fuerza de penetración Material de protección
Alfa α 2+ He Débil papel o aluminio 0,1 mm
Beta β 1− electrones 100 veces α aluminio 5 mm grosor
Gamma γ 0 energía muy penetrante plomo 30 cm espesor
Neutrón n 0 neutrón
Positrón β +
1+ Antielectrón 100 veces α
Deuterón d 1+ H
Tritio t 1+ H
Protón p 1+ H
4
2
2
1
3
1
1
1

15. Esta fue la primera
prueba experimental de
la existencia de los
protones y la primera
transmutación artificial
Entre 1917 y 1919 Rutherford
bombardeó nitrógeno con
partículas alfa obteniendo
oxígeno
Obtención del
neutrón, Chadwick
(1932)
Obtención del protón, Rutherford (1919)
nCHeBe 1
0
12
6
4
2
9
4 +→+

16. U + n Np + e
238 1 239 0
92 0 93 -1
U (n, β) Np238 239
92 93

17. Desintegraciones nucleares
U + n Np + e
238 1 239 0
92 0 93 -1
U (n, β) Np238 239
92 93

19. t
eNoN λ−
=
Actividad de un elemento radiactivo (A)
A = - (Ci = 3,7. 1010 dps) y Bq = 1dps
N
dt
dN
λ= 2
1
693,0
t
=λ
t
eAeoAe λ−
=
m
A
Ae= (Actividad específica)
N = número de átomos
λ= constante de decaimiento o
desintegración
C = concentración
t = tiempo
t
eCoC λ−
=

20. Tabla de nucleídos

22. Radiaciones electromagnéticas (rem)
Es una energía que se propaga mediante
campos eléctricos y magnéticos
perpendiculares entre sí.
Ej.: Luz visible, rayos X, rayos gamma, ondas
de TV, etc. Maxwell

24. Espectro
Continuo Líneas o discontinuo

25. Espectros de:
a. Emisión
b. Absorción
Discontinuo
Discontinuo
Fondo oscuro y
líneas coloreadas
o brillantes
Fondo coloreado y
líneas oscuras

26. Espectro Electromagnético Total

27. Espectro de Absorción
• Video

28. Espectro de Emisión
• Video

29. Teoría cuántica de Max Planck, 1900
La energía y la luz son emitidas o
absorbidas en forma discontínua, es decir
en múltiples unidades llamadas “cuantos”
a los cuáles Einstein los llamó fotón.
E = h f
Constante de Plank (h)
h = 6,63 x 10-34
J•s
Un fotón es una “partícula” de luz

30. EFECTO FOTOELECTRICO
• En 1905 Albert Einstein usó la
teoría de Planck para explicar
el efecto fotoeléctrico.
• La incidencia de luz sobre una
superficie metálica limpia hace
que la superficie emita
electrones.
• El número de electrones
emitidos es proporcional a la
intensidad o brillantez de la luz
incidente.
• El efecto fotoeléctrico no se
podia explicar mediante la
teoría ondulatoria de la luz.
• La luz es un flujo de partículas
o fotones.
Ei = E0 + Ec
Ei = Energía del fotón
incidente
E0 = Energía necesaria para
vencer la atracción entre el
electrón y el metal (función
trabajo o energía umbral)
Metal E0
Li 3,84.10-19
J
Cs 3,04.10-19
J
Ag 7,58.10-19
J

31. EFECTO FOTOELÉCTRICO

33. EFECTO COMPTON

34. La luz tiene:
1. Naturaleza de onda
Explica los fenómenos de:
• Reflexión
• Refracción
• Interferencia
• Polarización
• Difracción
2. Naturaleza de partícula
Explica los fenómenos de:
• Efecto fotoeléctrico
• Efecto compton
(Por lo tanto tiene naturaleza dual onda-partícula)

35. El experimento de Rutherford (1908)
(Geiger y Marsden)

36. Modelo Atómico de Rutherford

37. Material
Radiactivo
Rayos α
Lámina de Au
(2000 átomos de
espesor)
9000 α10000 α
999 α
1 α
¡El átomo era¡El átomo era
estructuralmenteestructuralmente
vacío!vacío!
Modelo atómico de Rutherford (1911)

38. Inconsistencias del modelo atómico de Rutherford
• De acuerdo a la física clásica (exactamente la
electrodinámica o estudio de cargas en movimiento) toda
partícula cargada que se encuentra en movimiento emite
energía continuamente lo que debería reflejarse en la
presencia de espectros continuos, lo que se opondría a lo
observado experimentalmente, es decir espectros
discontinuos. Es más, el electrón al perder energía iría
acercándose al núcleo describiendo una trayectoria espiral,
hasta colapsar. Si el átomo colapsa, nada podría existir.

39. Modelo Atómico de Niels Bohr,1913
Planteó que no todas las leyes de la
física clásica se cumplen en el átomo y
para desarrollar su modelo Bohr se
apoyó en:
•El modelo atómico nuclear diseñado
por Rutherford.
• La teoría cuántica de la radiación del
físico Max Planck.
•La interpretación del efecto
fotoeléctrico dada por Albert Einstein.

40. 2
0 nar =
Postulados de Niels Bohr
1. El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor
del núcleo con el movimiento descrito por la física
clásica.
mr
Ze
V
2
2
=
s
m
n
V
6
10.188,2
=
Para el Hidrógeno, n = orbitas permitidas o definidas
Z
na
r
2
0
=
n = 1 r = 0,53 Ǻ =
n = 2 r = 2,12 Ǻ
n = 3 r = 4,77 Ǻ
n = 4 r = 8,48 Ǻ
n = 5 r = 13,25 Ǻ
s
mVn 6
10.094,12 ==
0a

41. 


3
2
3
2
1
=
=
=
L
L
L
2. El electrón sólo tiene un conjunto de orbitas permitidas,
denominadas estados estacionarios, en el cuál el
momento angular del electrón es un múltiplo entero de
h/2π.
3. Mientras un electrón permanece en una orbita dada,
su energía es constante y no emite energía.
pc EEE += 2
2
n
ZR
E H
−=
molkcaleVJRA H /6,3136,1310.18,2 18
==== −
Para el H
2
n
R
E H
−=

42. 4. Un electrón sólo puede pasar de una órbita permitida a otra
absorbiendo o emitiendo cantidades discretas y fijas de
energía (cuantos o fotones).
JEeVEn
JEeVEn
JEeVEn
JEeVEn
19
19
19
18
10.36,185,04
10.42,251,13
10.45,54,32
10.18,26,131
−
−
−
−
−=−==
−=−==
−=−==
−=−==
ΔE = Energía del fotón absorbido o emitido
hf
nn
REEE
if
Hninf =








−−=−=∆ 22
11
2
1
=
=
nf
ni
JeVE 18
10.635,12,10 −
==∆

44. r
mV
F
r
KZe
F
cp
e
2
2
2
=
=
cpe FF =
mr
Ze
V
2
2
=



3
2
3
2
1
=
=
=
L
L
L
Z
na
r
2
0
=
pct EEE += 2
2
n
ZR
E H
−=
( ) 2
2
9
2
2
C
mN
9x10
ues
cmxdina
1K ==C1,6x10ues4,8x10e 1910 −−−
−=−=

45. 1
λ
λ = Longitud de
onda del fotón
absorbido o emitido
Series de líneas espectrales del H en la zona visible
Ec. Rydberg
demostrada por Bohr
1
22
109678
111
−
=
−=
cmR
nn
R
H
if
H
λn = 2
n = 3
n = 4
n = 5
n = 6
U VI R
4 líneas Visibles
=λ

46. Series y líneas espectrales del hidrógeno
Energía
1
2
3
4
5
6
7
8
∞
Lyman (UV)
Balmer (Visible- UV)
Paschen (IR)
Brackett (IR)
Pfund (IR)

47. ACIERTOS Y LIMITACIONES DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR
Aciertos:
• Sustenta la estabilidad del átomo al sostener que
no todas las leyes de la física clásica se cumplen
en el átomo.
• Explica el espectro del átomo de hidrógeno
• Introduce el concepto de energía cuantizada para
los electrones en los átomos.
Limitaciones:
• Solo válido para átomo de hidrógeno o
isoelectrónicos a él, como He+
, Li2+
,..
• No pudo explicar el espectro de átomos
polielectronicos.
• No explica el espectro fino del hidrógeno (efecto
Zeeman. Desdoblamiento de las líneas
espectrales cuando el átomo es sometido a un
campo magnético).
• No permite el cálculo de las intensidades de las
líneas espectrales
• No explica el enlace químico.

48. Efecto Zeeman
• Se rompe la simetría, se rompe la
degeneración.

49. Efecto Zeeman