Estructura atómica
Vamos a ver un repaso de los antecedentes que nos han llevado al concepto o modelo de átomo que tenemos en la actualidad.

En cursos anteriores vimos que John Dalton (1808) expuso su teoría para explicar las leyes ponderales. Dicha teoría atómico-molecular consideraba la materia formada por entidades o partículas elementales indivisibles llamadas átomos.

Experimentos posteriores realizados en los tubos de descarga o tubos de William Crookes (1878) llevaron al descubrimiento de los rayos catódicos que parecían tener masa, y carga negativa. En 1879 John Thomson encontró la relación q/m para dichos rayos catódicos (1,75 . 10-11 C/kg) con independencia del gas utilizado en el experimento y del metal empleado en el cátodo.

Esto sugirió a Thomson que las partículas que formaban dichos rayos eran siempre las mismas y que deben ser constituyentes fundamentales de toda la materia.
Así se identificó la primera partícula subatómica que se llamó electrón con lo que la indivisibilidad del átomo quedó en entredicho.
En 1909 Millikan demostró que qe = 1 . 10-19C con lo cual me= 9 . 10-31k.

Esto cambió por completo la mentalidad sobre la estructura de la materia.

Como la materia es neutra, si se producen cargas negativas al hacer las descargas de los rayos catódicos habría que buscar las cargas positivas por alguna parte.
En 1886 Goldstein al hacer el experimento de los tubos de descarga usando un cátodo perforado descubrió unos rayos emitidos por el ánodo que llamó rayos anódicos o rayos canales. Estos rayos se desviaban alpolo negativo de un campo magnético y la relación q/m no era constante sino que dependía del gas utilizado en el experimento (son átomos cargados pues les han arrancado electrones).

Debemos admitir que cuando los rayos catódicos (electrones emitidos por el cátodo) chocan con las moléculas de gas encerrado en el tubo, producen partículas cargadas positivamente y más electrones. Así los rayos anódicos están formados por las partículas positivas procedentes del gas, es decir están formados por protones. Rutherford (1914) determinó que la carga del protón es igual que la del electrón (pero de signo contrario) y que su masa es 1836 veces la masa del electrón. Una vez encontrado que el átomo no es indivisible sino que está formado por partículas positivas y negativas y que al ser la materia eléctricamente neutra cada átomo debe tener una carga positiva igual a la negativa, la pregunta era scómo están estas cargas agrupadas dentro del átomo Había que encontrar un modelo del átomo que explicara las experiencias conocidas hasta el momento.

Modelos atómicos
Los modelos atómicos aparecen cuando tratamos de estudiar algo que por ser muy grande o muy pequeño no podemos verlo. Los modelos no son verdaderos ni falsos son más o menos útiles o no para explicar los hechos experimentales, por lo que van evolucionando a medida que aparecen nuevos experimentos.

El primer modelo fue el Modelo de Thomson
“Modelo sandía”
El experimento de Rutherford del bombardeo de una lámina delgada de oro con partículas alfa le llevó a proponer su modelo, el Modelo deRutherford (1919 “Modelo solar” (ver libro páginas 28 y 29)


Pero el modelo de Rutherford presentaba ciertos inconvenientes:
• No explicaba la estabilidad del átomo ya que una partícula cargada como el electrón moviéndose alrededor del núcleo emite energía con lo que iría perdiendo energía hasta caer atraído sobre el núcleo • No explicaba (y eso es lo más importante) los espectros atómicos….. Antes de estudiar los espectros atómicos y teniendo en cuenta que todos los estudios llevados a cabo para determinar la estructura atómica se basan en técnicas experimentales en las que se hace interaccionar ondas electromagnéticas con los átomos para ver su respuesta y así sacar conclusiones sobre su estructura interna, conviene repasar dichas radiaciones electromagnéticas y sus parámetros.
Las radiaciones electromagnéticas son ondas constituidas por un campo eléctrico y un campo magnético perpendiculares entre sí y perpendiculares a la dirección de propagación

Estas ondas se caracterizan por unos parámetros que vamos a recordar:

Longitud de onda (λ) : se mide en m, cm, nm, Å es la distancia entre dos crestas de la
onda
Frecuencia (υ): se mide en s-1 o Hz, es el número de oscilaciones (o de longitudes de
onda) que pasan por un punto en la unidad de tiempo.

El periodo (T): se mide en s, es el tiempo que tarda la onda en recorrer toda su longitud de onda
La relación entre ellas

υ= c/λ

donde c=3.108 ms-1(velocidad de la luz)

Antes de ver el modelo de Bohr veremos los hechos experimentales que contribuyeron a laelaboración de sus `postulados, como son: La radiación del cuerpo negro, el efecto fotoeléctrico y los espectros atómicos.

Radiación del cuerpo negro. Hipótesis de Planck
Esto, unido a otro experimento: “la emisión del cuerpo negro”, (ver libro página 30), llevó a Max Planck a pensar que la energía que emiten los cuerpos estaba íntimamente relacionada con la energía de los átomos que los constituían y enunciar su famosa hipótesis en 1900
La materia está formada por partículas (átomos) que vibran u oscilan en torno a posiciones de equilibrio con una frecuencia determinada característica de cada átomo. Dichas partículas emiten o absorben energía en forma de ondas electromagnéticas cuya energía es proporcional a la frecuencia de oscilación de los átomos.
La hipótesis de Planck expresa que para cada radiación de frecuencia v, la energía
correspondiente será :
E=hv

donde: h = constante de Planck = 6,626 . 10-34 J . s
E = energía en J
v= frecuencia de la radiación


La hipótesis de Planck implica que la energía solo puede tomar valores proporcionales
ah
E = n hv dónde n= número entero n= 1, 2, 3…etc
Así pues la energía emitida o absorbida por los átomos sólo puede tomar valores múltiplos de h, se dice que está cuantizada. Las radiaciones se propagan de forma discontínua y en paquetes de energía llamados cuantos.
La energía ganada o cedida por un cuerpo será un número entero de esos cuantos o paquetes de energía
Ver ejemplo 5 libro página 30
Actividad1: Un horno microondas de 1500W de potencia emite ondas de frecuencia 1010 Hz. Indicar:a) La energía de los fotones que constituyen la radiación expresada en eV (sol: 4,1.10-5eV)
b) El número de fotones emitidos por unidad de tiempo (sol: 2,26 . 1026 fotones/s)
Actividad2: Compara la Energía de un fotón de radiación IR (λ = 4,2.10-6m) con la de
un fotón de luz verde (λ = 5460 Å) (sol: 7,1 . 1013 s-1 y 5,5 . 1014 s-1)



El efecto fotoeléctrico (Heinrich Hertz 1888)
Consiste en la emisión de electrones por parte de una superficie metálica cuando sobre
ella incide una luz de una frecuencia determinada.
En el experimento se observa
1. Para cada metal existe una frecuencia mínima llamada frecuencia umbral υ0 por
debajo de la cual no se produce el efecto fotoeléctrico, es decir, la emisión de
electrones.
2. Los electrones arrancados se mueven con una energía cinética que es mayor
cuanto mayor es la frecuencia υ de la radiación incidente (por encima siempre de
la frecuencia umbral).
3. Si aumentamos la intensidad de la luz utilizada sólo se producen un aumento en
el número de electrones arrancados por segundo, pero no varía su energía
cinética.
Interpretación del experimento:
Einstein, siguiendo la teoría de Planck propuso en 1905 que la luz está constituída por
una serie de cuantos o fotones , cuya energía viene dada por la ecuación de Planck
E=hv
donde v es la frecuencia de la luz incidente (ver libro p.31)

Entonces según Einstein lo que ocurre en el efecto fotoeléctrico es que un fotón de
frecuencia υ y de energía h υ, incide sobre la superficie metálica, y esta energía se
utiliza en parte en liberar el electróndel metal (h υ0), y la restante se invierte en
comunicar una energía cinética Ec a dicho electrón.

Donde υ0 es la frecuencia umbral característica de cada metal.
Ejemplo: Zn (υ0=8,5 . 1014 s-1)
Na(υ0=5,0. 1014 s-1)


Esto se puede expresar mediante la ecuación:
h υ incidente = h υ 0 + 1
mv 2
2

donde: m es la masa del ey V es su velocidad

Así pues, podría interpretarse como que para que el electrón pueda ser arrancado es
necesario que se produzca un choque entre él y el fotón, y éste ha de tener una energía
suficiente para poder arrancarlo y liberarlo de la atracción del núcleo. (h υ0 es el trabajo
W de extracción del electrón de la atracción nuclear).
Por otra parte, a mayor v de la radiación incidente mayor energía cinética tendrá el
electrón pero no se arrancarán más electrones, lo cual dependerá de la intensidad de la
luz es decir del número de fotones que transporta. Por tanto a mayor intensidad de la luz
mayor número de fotones que chocan contra el metal y mayor será el número de
electrones arrancados y por tanto, el número de electrones emitidos será mayor.
Actividades 6 y 7 página 32
Ejemplos resueltos 6 y 7 página 32

Planck y Einstein encontraron que la Teoría ondulatoria de la luz (la luz es una onda)
no explicaba ciertos hechos como el efecto fotoeléctrico en el que parece que la luz
tuviera una naturaleza corpuscular.

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Espectros atómicos
Las frecuencias de las radiaciones emitidas o absorbidas por un gas excitado (a baja
presión) conforma una serie de líneas que reciben el nombre de espectroatómico de
emisión o absorción del átomo correspondiente. Son espectros discontinuos. Para
analizar las luces emitidas se utiliza un aparato llamado espectroscopio
(Ver figura 1.13 y 1.14 en el libro página 33)
Los espectros de emisión están formados por radiaciones emitidas por cuerpos
incandescentes. Si se hace pasar estas radiaciones a través de un prisma, se observan
ciertas líneas coloreadas sobre un fondo oscuro.

Los espectros de absorción están formados por la absorción parcial que produce una
sustancia cuando es atravesada por la radiación emitida por un foco luminoso, es decir
aquí se intercala la muestra entre la fuente de radiación o foco y el prisma. En este caso
se observan unas rayas negras correspondientes a las radiaciones absorbidas.
Si vemos las longitudes de onda de las rayas son las mismas en ambos espectros.

(ver figura 1.15 libro página 33)

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Las radiaciones obtenidas en los espectros, impresionan las películas fotográficas y así
pueden ser registradas.
Si vemos los espectros atómicos de emisión del hidrógeno, mercurio y sodio, vemos que
son discontinuos y formados por una serie de rayas correspondientes a radiaciones de
distintas longitudes de onda características de cada elemento

El espectro del átomo de hidrógeno fue el primero que se interpretó por ser el más
sencillo.
Balmer encontró una ecuación empírica (obtenida experimentalmente) que obedecen las
rayas del espectro

1
1
= R 2 − 2 ï£s
λ
 n1 n2 
1

donde n1 y n2 son números enteros y siempre n10 el átomo ha absorbido energía
Si aˆ†Ε