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Historia del Modelo Atómico




Enviado por rcsmatheus



    1. Descubrimiento de
      partículas subatómicas
    2. Características del
      electrón
    3. Modelo Atómico de
      Dalton
    4. Modelo Atómico de
      Thomson
    5. Modelo Atómico de
      Rutherford
    6. Modelo Atómico de
      Bohr
    7. Principios de
      incertidumbre
    8. Modelo Atómico
      actual
    9. Números
      Cuánticos
    10. Isótopos e
      isóbaros
    11. Fusión y Fisión
      nuclear
    12. Conclusión
    13. Bibliografía

     Introducción

    Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban si la
    materia
    podía ser dividida indefinidamente o si llegaría a
    un punto, que tales partículas, fueran indivisibles. Es
    así, como Demócrito formula la teoría
    de que la materia se
    compone de partículas indivisibles, a las que llamó
    átomos (del griego átomos, indivisible).

     En 1803 el químico inglés
    John Dalton propone una nueva teoría
    sobre la constitución de la materia. Según
    Dalton toda la materia se podía dividir en dos grandes
    grupos: los
    elementos y los compuestos. Los elementos estarían
    constituidos por unidades fundamentales, que en honor a
    Demócrito, Dalton denominó átomos. Los
    compuestos se constituirían de moléculas, cuya
    estructura
    viene dada por la unión de átomos en proporciones
    definidas y constantes. La teoría de Dalton seguía
    considerando el hecho de que los átomos eran
    partículas indivisibles.

     Hacia finales del siglo XIX, se descubrió
    que los átomos no son indivisibles, pues se componen de
    varios tipos de partículas elementales. La primera en ser
    descubierta fue el electrón en el año 1897 por el
    investigador Sir Joseph Thomson, quién recibió el
    Premio Nobel de Física en 1906.
    Posteriormente, Hantaro Nagaoka (1865-1950) durante sus trabajos
    realizados en Tokio, propone su teoría según la
    cual los electrones girarían en órbitas alrededor
    de un cuerpo central cargado positivamente, al igual que los
    planetas
    alrededor del Sol. Hoy día sabemos que la carga positiva
    del átomo se
    concentra en un denso núcleo muy pequeño, en cuyo
    alrededor giran los electrones.

     El núcleo del átomo se
    descubre gracias a los trabajos realizados en la Universidad de
    Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre los
    años 1909 a 1911. El experimento utilizado
    consistía en dirigir un haz de partículas de cierta
    energía contra una plancha metálica delgada, de las
    probabilidades que tal barrera desviara la trayectoria de las
    partículas, se dedujo la distribución de la carga eléctrica
    al interior de los átomos.

     Descubrimiento
    de partículas subatómicas

       El verdadero
    desarrollo se
    alcanzo con el estudio de las descargas eléctricas a
    través de gases
    erarecidos (a baja presión).

     En 1964 Willian Crookes descubre una radiación
    luminosa que se produce en un tubo de vidrio que
    contenía un gas a baja
    presión, después de una descarga de
    bajo voltaje. Esta observación origino la curiosidad necesaria
    para el descubrimiento de otros tipos de radiaciones, tales como
    los rayos catódicos, rayos canales, rayos X, radio
    actividad.

      Los rayos catódicos son una radiación
    originada en el cátodo, después de aplicada una
    descarga de alto voltaje. Viaja en línea recta hasta el
    ánodo, es altamente energética, puede producir
    efectos mecánicos, y se desvían hacia la placa
    positiva de un campo
    eléctrico, lo que demuestra su carga
    negativa.

      Las Partículas que componen esta
    radiación se originan en cualquier gas, lo que
    demuestra que son componentes atómico y se les llamo
    electrones.

      Los rayos canales son una luminosidad que viaja
    en línea de recta en dirección hacia el
    cátodo.

      Se desvía hacia la placa negativa del
    campo
    eléctrico, lo que demuestra que son de Naturaleza
    positiva. Tiene un tamaño mayor que el haz de los rayos
    catódicos. Se originan cuando el átomo pierde
    electrones para dirigirse hacia el ánodo. Las
    partículas producidas en el gas Hidrogeno,
    recibieron la denominación de protones.

      Rayos X,
    descubiertos por Roentgen en 1895, se producen en forma
    simultanea con los catódicos y canales. Esta
    radiación impresiona una placa fotográfica
    atravesando una cartulina negra, viaja en línea recta y
    puede ionizar los gases
    demuestra una naturaleza neutra
    desde el punto de vista eléctrico, debido a que permanece
    inalterable frente a un campo de naturaleza
    eléctrica.

    Esta radiación ha sido ampliamente utilizada en
    la medicina y en el
    estudio de la disposición de las partículas en los
    sólidos.

      La Radioactividad es el alto contenido
    energético, capaz de ionizar un gas, impresionar capaz
    fotográficas, destellos de luz al incidir en
    elementos como el sulfuro de zinc (ZnS). A ser sometido a la
    acción de un campo
    magnético se distinguen tres tipos: positivas,
    negativas y neutras. A finales del siglo XIX se intensifico su
    estudio por Bequerel y los esposos curie.

      Características del
    electrón

     El conocimiento
    del electrón no pasó del obtenido con los rayos
    catódicos. Es una partícula que se encuentran en
    los elementos químicos, que su salida implica un contenido
    energético grande, con carga negativa. Utilizando los
    conocimientos que se conocen acerca del campo electrónico
    y magnético, Thomson logra descubrir una característica cuantitativa del
    electrón: La carga especifica, es decir la carga en una
    unidad de masa (e/m), el valor es
    1,76.108 coul/g.

     Hasta 1909 no se conoció la masa ni la
    carga de esta partícula, en ese año, A. Millikan
    ideó un aparato bastante sencillo para la
    determinación de la carga.

     Consiste en un envase de vidrio, con dos
    anillos mecánicos dispuestos horizontalmente, que
    servirán de electrodos para generar campos
    magnéticos entre ellos. En la parte superior se encuentra
    un gotero con aceite; y en el orificio, una malla que se
    encargara de dividir la gota de aceite en otras mas
    pequeñas. Además, con el frotamiento, se cargaran
    electrónicamente. La observación de la caída de las gotas
    se hará con un lente que se coloca en la zona intermedia a
    los anillos. Mientras no se conecte el campo
    magnético, la caída de las gotas la gobernara a
    la fuerza de
    gravedad.

     Sin embargo, al generar el campo, las
    partículas que se encuentren cargadas negativamente se
    sentirían atraídas por la placa positiva, y esta
    carga eléctrica con sentido eléctrico a la fuerza de
    gravedad, frenara la caída, incluso al igualarse la gota
    permanecerá suspendida en el aire.

     Igualando las dos fuerzas se pueden obtener las
    cargas de las micro gotas de aceite.

    Se obtuvo el valor de
    1.6×10-19 coulombios, o un múltiplo de este número
    lo que se explica con la adquisición de más de una
    carga negativa.

     Una vez conocida la carga del electrón, la
    masa resulto fácil de calcular a partir del valor de la
    carga especifica (e/m) logrado por Thomson. 

    Modelo Atómico de Dalton

     Aproximadamente por el año 1808,
    Dalton
    define a los átomos como la unidad constitutiva de
    los elementos (retomando las ideas de los atomistas griegos). Las
    ideas básicas de su teoría, publicadas en 1808 y
    1810 pueden resumirse en los siguientes puntos:

    • La materia está formada por partículas
      muy pequeñas para ser vistas, llamadas
      átomos.
    • Los átomos de un elemento son idénticos
      en todas sus propiedades, incluyendo el peso.
    • Diferentes elementos están formados por
      diferentes átomos.
    • Los compuestos químicos se forman de la
      combinación de átomos de dos o más
      elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo,
      un
      compuesto
      químico es el resultado de la
      combinación de átomos de dos o más
      elementos en una proporción numérica
      simple.
    • Los átomos son indivisibles y conservan sus
      características durante las reacciones
      químicas.
    • En cualquier reacción química, los
      átomos se combinan en proporciones numéricas
      simples.
    • La separación de átomos y la
      unión se realiza en las reacciones
      químicas. En estas reacciones, ningún
      átomo se crea o destruye y ningún átomo de
      un elemento se convierte en un átomo de otro
      elemento.

    A pesar de que la teoría de Dalton era
    errónea en varios aspectos, significó un avance
    cualitativo importante en el camino de la comprensión de
    la estructura de
    la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de
    Dalton no fue inmediata, muchos científicos se resistieron
    durante muchos años a reconocer la existencia de dichas
    partículas.

     Además de sus postulados Dalton
    empleó diferentes símbolos
    para representar los átomos y los átomos
    compuestos, las moléculas.

     Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los
    átomos y habría que esperar casi un siglo para que
    alguien expusiera una teoría acerca de la
    misma.

    Otras Leyes que
    concordaban con la teoría de Dalton:

    • Ley de la Conservación de la Masa: La
      Materia no se crea ni se destruye, sólo se
      transforma.
    • Ley de las Proporciones Definidas: Un
      Compuesto Puro siempre contiene los mismos elementos combinados
      en las mismas proporciones en masa.
    • Ley de las Proporciones Múltiples:
      Cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto,
      las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con
      una cantidad fija de B, están en relación de
      números pequeños enteros. 

    Modelo Atómico de Thomson

     Thomson sugiere un
    modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del
    electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era
    estático, pues suponía que los electrones estaban
    en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
    eléctricamente neutro. Con este modelo se podían
    explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos
    conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de
    nuevas partículas y los experimentos
    llevado a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales
    ideas.

    Para explicar la formación de iones, positivos y
    negativos, y la presencia de los electrones dentro de la
    estructura atómica, Thomson ideó un átomo
    parecido a un pastel de frutas.

    Una nube positiva que contenía las
    pequeñas partículas negativas (los electrones)
    suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el
    adecuado para neutralizar la carga positiva.

     En el caso de que el átomo perdiera un
    electrón, la estructura quedaría positiva; y si
    ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma,
    explicaba la formación de iones; pero dejó sin
    explicación la existencia de las otras
    radiaciones. 

    Modelo Atómico de Rutherford

     Basado en los resultados de su trabajo, que
    demostró la existencia del núcleo atómico,
    Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del
    átomo se concentra en un núcleo central muy
    diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran
    alrededor del núcleo describiendo órbitas
    circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen
    carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del
    núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí,
    provocando que el átomo sea eléctricamente
    neutro.

     El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado,
    pues el movimiento de
    los electrones suponía una pérdida continua de
    energía, por lo tanto, el electrón
    terminaría describiendo órbitas en espiral,
    precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin
    embargo, este modelo sirvió de base para el modelo
    propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio
    del estudio del núcleo atómico, por lo que a
    Rutherford se le conoce como el padre de la era
    nuclear.

     Ernest Rutherford estudió los componentes
    de la radiación que ocurre espontáneamente en la
    Naturaleza. A continuación se presenta una tabla
    resumiendo las características de estos
    componentes:

     En 1900 Rutherford, con la colaboración de
    Geiger Marsden, soporta y verifica su teoría con el
    experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El
    experimento era simple, bombardearon una placa de oro muy delgada
    con partículas (ALFA) procedentes de una fuente
    radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc
    fluorescente por detrás de la capa de oro para observar la
    dispersión de las partículas alfa en ellas.
    Según se muestra en la
    siguiente figura:

     Lo anterior demostró, que la
    dispersión de partículas alfa con carga positiva,
    era ocasionada por repulsión de centros con carga positiva
    en la placa de oro, igualmente se cumplía con placas de
    metales
    distintos, pudiéndose concluir que cada átomo
    contenía un centro de masa diminuto con carga positiva que
    denomino núcleo atómico. La mayoría de las
    partículas alfa atraviesan las placas metálicas sin
    desviarse, porque los átomos están constituidos, en
    su mayoría, por espacios vacíos colonizado tan
    sólo por electrones muy ligeros. Las pocas
    partículas que se desvían son las que llegan a las
    cercanías de núcleos metálicos pesados con
    cargas altas (Figura N° 03).

     Gracias a estos desarrollos experimentales de
    Rutherford, éste pudo determinar las magnitudes de las
    cargas positivas de los núcleos atómicos. Los
    cálculos que se basan en los resultados del experimento
    indican que el diámetro de la "porción desocupada"
    del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el
    diámetro del núcleo.

     Aspectos más importantes del Modelo
    atómico de Ernest Rutherford:

    • El átomo posee un núcleo central en el
      que su masa y su carga positiva.
    • El resto del átomo debe estar
      prácticamente vacío, con los electrones formando
      una corona alrededor del núcleo.
    • La neutralidad del átomo se debe a que la
      carga positiva total presente en el núcleo, es igualada
      por el número de electrones de la corona.
    • Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a
      la estructura con carga positiva (explica los diferentes
      rayos).
    • El átomo es estable, debido a que los
      electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que
      genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza
      eléctrica de atracción ejercida por el
      núcleo, y que permite que se mantenga en su
      orbita.
    • El valor de la cantidad de energía contenida
      en un fotón depende del tipo de radiación (de la
      longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace
      menor, la cantidad de energía que llevan es
      mayor.
    • En la región 7.5×1014 hasta 4.3×10-14 , se
      encuentra el espectro visible, con los colores
      violeta, azul, verde, amarillo y rojo.
    • Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud
      de onda es menor), el contenido energético de los
      fotones, es grande en comparación con otras
      zonas.
    • En el caso de la luz
      ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple
      vista, pero conocemos su alto contenido energético al
      actuar como catalizador en numerosos procesos
      químicos.

     = Longitud de onda: Distancia entre dos crestas
    en una onda (Longitud de un ciclo)

     C = Velocidad de
    la luz (2.998 x 108 cm/seg)

     = Frecuencia: Número de ondas que
    pasan por un punto en un segundo.

    Modelo Atómico de
    Bohr

     El físico danés Niels Bohr ( Premio
    Nobel de Física
    1922), postula que los electrones giran a grandes velocidades
    alrededor del núcleo atómico. Los electrones se
    disponen en diversas órbitas circulares, las cuales
    determinan diferentes niveles de energía. El
    electrón puede acceder a un nivel de energía
    superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para
    volver a su nivel de energía original es necesario que el
    electrón emita la energía absorbida ( por ejemplo
    en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha
    perfeccionado con el tiempo, ha
    servido de base a la moderna física nuclear. Este propuso
    una Teoría para describir la estructura atómica del
    Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de
    este elemento. A continuación se presentan los postulados
    del Modelo Atómico de Bohr:

     El Atomo de Hidrógeno contiene un
    electrón y un núcleo que consiste de un sólo
    protón. · El electrón del átomo de
    Hidrógeno puede existir solamente en ciertas
    órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o
    capas de energía. Estos niveles de energía se
    hallan dispuestos concéntricamente alrededor del
    núcleo. Cada nivel se designa con una letra (K, L, M,
    N,…) o un valor de n (1, 2, 3, 4,…).

    • El electrón posee una energía definida
      y característica de la órbita en la cual se
      mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al
      núcleo) posee la energía más baja posible.
      Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel
      y la energía del electrón en el nivel aumentan.
      El electrón no puede tener una energía que lo
      coloque entre los niveles permitidos.
    • Un electrón en la capa más cercana al
      núcleo (Capa K) tiene la energía más baja
      o se encuentra en estado
      basal. Cuando los átomos se calientan, absorben
      energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son
      estados energéticos superiores. Se dice entonces que los
      átomos están excitados.
    • Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior
      emite una cantidad definida de energía a la forma de un
      cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de onda y
      una frecuencia características y produce una
      línea espectral característica.
    • La longitud de onda y la frecuencia de un
      fotón producido por el paso de un electrón de un
      nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de
      Hidrógeno esta dada por:
    • Para Bohr el átomo sólo puede existir
      en un cierto número de estados estacionarios, cada uno
      con una energía determinada.
    • La energía sólo puede variar por saltos
      sucesivos, correspondiendo cada salto a una transición
      de un estado a
      otro. En cada salto el átomo emite luz de frecuencia
      bien definida dada por:

    hv = | Ei – Ei |

    De esta manera se explican los espectros
    atómicos, que en el caso del Hidrógeno los niveles
    de energía posibles están dados por la
    fórmula:

    E = – (h/R)/n2 , ( n = 1, 2, 3, . . .
    infinito)

    h = 60625 x 10-34 Joule – seg, Const. de
    Plank

    R = 1.10 x 107 m-1 , Const. de
    Rydberg

    El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por
    Rutherford, admite la presencia de un núcleo positivo que
    contiene, prácticamente, toda la masa del átomo,
    donde se encuentran presentes los protones y los
    neutrones.

    Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor
    del núcleo en determinados niveles de energía, a
    los que determinó estados estacionarios, y les
    asignó un número entero positivo. El nivel
    más cercano tiene el número 1, le sigue el 2, como
    se citó en párrafo
    de éste mismo enunciado (Modelo atómico de
    Bohr).

    Siempre que el electrón se mantenga en la
    órbita que le corresponde, ni gana ni pierde
    energía.

    Si un electrón salta de una órbita a otra
    capta o libera energía en forma de fotones. La cantidad
    viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02)
    niveles.

    La energía de cada nivel es mayor en la medida
    que se aleja del núcleo; sin embargo, las diferencias
    entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las
    transiciones electrónicas se produzcan con
    facilidad.

    El número de electrones de cada elemento en su
    estado natural es característico, puesto que depende de su
    número atómico. Estos electrones estarán
    distribuidos en diferentes niveles energéticos que pueden
    funcionar como estaciones de paso para aquellos que reciben
    suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al
    devolverse, la luz que, difractada, produce el espectro
    característico.

     Principios
    de incertidumbre

      Para poder estudiar
    las propiedades de un átomo y de sus partículas
    constituyentes, es necesario iluminarlo; es decir lograr la
    incidencia de luz sobre el; esto trae un cambio en su
    contenido energético y, a s vez en la posición. En
    otra palabras: el estudio del átomo lleva un error
    necesario que nos impide hablar con certeza de la posición
    o contenido energético del mismo.

      Esto imposibilita presentar un átomo como
    hasta el momento se ha hecho, puesto que se puede describir un
    espacio donde es muy probable encontrar un electrón, pero
    no se pude excluir la posibilidad de que se encuentre en otro
    lugar.

      Según el principio de incertidumbre no se
    puede conocer con exactitud la posición del
    electrón ni su contenido energético. Esto obliga a
    usar un nuevo termino "probabilidad",
    para la descripción del átomo.

      Modelo
    Atómico actual

      Entre los
    conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han
    mantenido su veracidad, se consideran los siguientes:

     1.               
    La presencia de un núcleo atómico con las
    partículas conocidas, la casi totalidad de la masa
    atómica en un volumen muy
    pequeño.

    2.               
    Los estados estacionarios o niveles de energía
    fundamentales en los cuales se distribuyen los electrones de
    acuerdo a su contenido energético.

    3.               
    La dualidad de la materia (carácter
    onda-partícula), aunque no tenga consecuencias
    prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso
    de partículas pequeñas (electrones) la longitud de
    onda tiene un valor comparable con las dimensiones del
    átomo.

    4.               
    La probabilidad en
    un lugar de certeza, en cuanto a la posición,
    energía y movimiento de
    un electrón, debido a la imprecisión de los
    estudios por el uso de la luz de baja frecuencia.

     Fue Erwin Schodinger, quien ideó el modelo
    atómico actual, llamado "Ecuación de Onda",
    una fórmula matemática
    que considera los aspectos anteriores. La solución de esta
    ecuación, es la función de
    onda (PSI), y es una medida de la probabilidad de encontrar al
    electrón en el espacio. En este modelo, el área
    donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se
    denomina orbital.

    <> El valor de la función de
    onda asociada con una partícula en movimiento esta
    relacionada con la probabilidad de encontrar a la
    partícula en el punto (x,y,z) en el instante de
    tiempo
    t.

    <> En general una onda puede tomar valores
    positivos y negativos. una onda puede representarse por medio de
    una cantidad compleja.

     Piense por ejemplo en el campo
    eléctrico de una onda electromagnética. Una
    probabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto
    significa que la función de onda no es algo observable.
    Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la función de
    onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como
    la densidad de
    probabilidad
    .

     La función de onda depende de los valores de
    tres (03) variables que
    reciben la denominación de números
    cuánticos.
    Cada conjunto de números
    cuánticos, definen una función específica
    para un electrón. <> 

    Números Cuánticos

     Son cuatro (04) los
    números encargados de definir la función de onda
    (PSI) asociada a cada electrón de un átomo: el
    principal, secundario, magnético y de Spin. Los tres (03)
    primeros resultan de la ecuación de onda; y el
    último, de las observaciones realizadas de los campos
    magnéticos generados por el mismo átomo.

     Número cuántico
    principal

    <> Es un criterio positivo, representado por
    la letra "n", indica los niveles energéticos principales.
    Se encuentra relacionado con el tamaño. En la medida que
    su valor aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y
    puede contener más electrones, y su contenido
    energético es superior. Sus valores pueden
    ser desde 1 hasta infinito.

     Número cuántico
    secundario

     Representado por la letra "I", nos indica la forma
    que pueden tener el espacio donde se encuentra el
    electrón. El valor que se le asigna depende del
    número principal; va desde cero (0) hasta n-1.

    Se ha conseguido que para dos (02) electrones que
    pertenecen al mismo nivel energético (igual "n"), las
    diferencias en valores de "I", se expresan en diferencias de
    contenidos energéticos, debido a esto reciben la
    denominación de subniveles de energía con un
    aumento progresivo en la medida que "I" aumenta de
    valor.  

    I = 0

    I = 1

    I = 2

    I = 3

    Orbital s

    Orbital p

    Orbital d

    Orbital f

    I = 0

    I = 1

    I = 2

    I = 3

    Comparación

    Orbital

    <        
     

    Orbital

    <        
     

    Orbital

    <        
     

    Orbital

    Desde el punto de

    s

    p

    d

    f

    Vista energético

     Número cuántico
    magnético

    <> Representa las orientaciones que pueden
    asumir los diferentes orbitales frente a un campo
    magnético; el símbolo utilizado es "m"; y los valores
    que tienen son los números orbitales enteros que van desde
    -1 hasta +1. El números de valores que pueden tener "m"
    indican el números de órbitas que puede contener un
    sub-nivel de energía.

     Número cuántico de
    Spin

     Tiene dos(02) valores permitidos +1/2 y -1/2.
    Estos valores representan el movimiento del electrón, tipo
    de rotación sobre su eje, con dos (02) únicas
    posibilidades y opuestas entre sí, hacía la derecha
    o hacía la izquierda. Cada uni de los orbitales puede
    contener dos (02) electrones, uno con cada spin. De estar los dos
    (02), el momento magnético se anula, es cero, esto sucede
    debido a lo apuesto. 

    Isótopos e isóbaros

     Los Isótopos:

      Son átomos que tienen el mismo
    número atómico, pero diferentes masas. Al
    pertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas
    propiedades, pero no son reconocibles por su masa diferente La
    diferencia se encuentra en el número de neutrones
    presentes en el núcleo.

     Los Isóbaros:

      Son átomos que, a pesar de presentar
    diferentes número atómico, tiene masas iguales. Sus
    propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de
    elementos químicos también
    diferentes.  

    Fusión y Fisión nuclear

    Fusión Nuclear:

      Es la unión de dos núcleos ligeros,
    para producir uno más pesado.

    Dos Isótopos de Hidrógeno se unen formando
    un núcleo con dos protones y dos neutrones que
    corresponden a un átomo de Helio.

    Sin embargo esta reacción requiere de una alta
    energía de activación, para que los núcleos
    se acerque y se fundan en uno. Una vez comenzada la
    reacción, la energía liberada es enorme, del orden
    de 1700GJ (Gigajoule).

     Fisión Nuclear:

      Es la ruptura de un núcleo atómico
    en dos partes parecidas en el contenido de protones, originado
    con el bombardeo de neutrones.

      Al chocar un neutro con un átomo de
    Uranio, se crea un núcleo provisional que posteriormente
    se divide en dos núcleos.

      Con respecto a la energía que se produce,
    para la fisión de un gramo de Uranio, es de 85 Gigajoule
    (Gj) 109 J, aproximadamente a la misma que se produce
    al quemar tres toneladas de Carbón. Debido a este enorme
    despedimiento de energía fue usado como bomba el la segunda guerra
    mundial.

     Conclusión

    La evolución de los modelos
    físicos del átomo se vio impulsada por los datos
    experimentales. El modelo de Rutherford, en el que los electrones
    se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso,
    explicaba los resultados de experimentos de
    dispersión, pero no el motivo de que los átomos
    sólo emitan luz de determinadas longitudes de onda
    (emisión discreta).

    Bohr partió del modelo de Rutherford pero
    postuló además que los electrones sólo
    pueden moverse en determinadas órbitas; su modelo
    explicaba ciertas características de la emisión
    discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en
    otros elementos.

    El modelo de Schrödinger, que no fija trayectorias
    determinadas para los electrones sino sólo la probabilidad
    de que se hallen en una zona, explica parcialmente los espectros
    de emisión de todos los elementos; sin embargo, a lo largo
    del siglo XX han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para
    explicar otros fenómenos espectrales.

      Bibliografía

      Freddy
    G, Suárez F, Química Editorial
    Romor, 1º Ciclo diversificado, 1997.

      Mayor
    serrano de Benítez y José Fabián Zonella,
    Química editorial Larenze, 1º ciclo diversificado
    1987.

      Wilian
    I. Mantecton, Emil Slowinski. Química Superior, Tercera
    edición , Editorial Interamercana.

      Lic.
    María del Pilar Rodríguez, Química Editorial
    salesiana.

      Microsoft Encarta 2000.

      Servicio de
    Internet Exploret
    (Google).

       

      Realizado por:

    Rosana Carolina Sanchez Matheus

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