Modelos atómicos: sus creadores y experimentos (página 2)

Enviado por Aiskel Jose Prieto Boadas

Partes: 1, 2

Cargas eléctricas: Es una
propiedad
intrínseca de algunas partículas subatómicas que se
manifiesta mediante atracciones y repulsiones que determinan las
interacciones electromagnéticas entre ellas.

Robert Millikan:

Fue un físico estadounidense que gano le Premio
Nóbel de Física en 1923
primordialmente por su trabajo para
determinar el valor de la
carga del electrón y el efecto fotoeléctrico.
También investigo los rayos cósmicos.

Estudio en las universidades de Colombia,
Berlín y Gotinga. En 1896 fue nombrado profesor de
física en la universidad de
Chicago. Abandono la universidad en 1921 para asumir el cargo de
presidente del Instituto de California, en Pasadera.

Experimento
de la Gota de
Aceite

Se denomina experimento de la gota de aceite al
experimento clásico realizado en 1909 por el físico estadounidense Robert
Millikan y que le permitió medir la carga del
electrón.

El experimento consiste en introducir en un gas, gotitas
de aceite de un radio del orden
de un micrómetro. Estas gotitas caen muy lentamente, con
movimiento
uniforme, con su peso compensado por la viscosidad del medio. Este tipo de movimiento
viene regido por la ley de Stokes.
Ahora bien, las gotas se cargan electrostáticamente al
salir del atomizador por lo que su movimiento de caída se
altera fuertemente si se hace actuar un campo
eléctrico vertical. Ajustando convenientemente el
campo, puede lograrse que la gota permanezca en
suspensión.

Conociendo el valor m de la masa de la gota, la
intensidad E del campo eléctrico y el valor
g de la gravedad, puede calcularse la carga q
de la gota en equilibrio:

mg = qE

Ec. Nº 1.

Millikan comprobó que las variaciones de esta
carga eran siempre múltiplos de una carga elemental,
indudablemente la del electrón. Por consiguiente pudo
medir la carga eléctrica que posee un electrón.
Este valor es: e = 1,602 × 10-19
culombios.

Para medir la velocidad
caída de la gota al aire libre se
ocupa la Ley de Stokes con lo cual se calcula la masa de la gota
observando la velocidad de ascenso de la gota en el campo
eléctrico nos permite calcular la fuerza sobre
ella, y de aquí, la carga que posee la gota de aceite. Sin
embargo, el experimento entregará la carga total de una
gota, a través de esto podremos obtener una tabla y cierto
grado de conocimiento
experimental que la carga de un solo electrón puede ser
determinada. Se seleccionarán gotas las cuales asciendan o
desciendan lentamente, con lo cual tendremos la certeza que la
gota posee una pequeña cantidad de electrones. Con todo
esto, conoceremos la naturaleza
atómica y eléctrica de la gota.

Joseph John
Thomson

Fue un profesor universitario y físico
británico, galardonado con el Premio Nóbel de
Física en 1906 y descubrió del
electrón.

Estudio en el Owens Collage y en el Trinity Collage, de
la universidad de Cambridge. En esta institución
enseño matemática
y física, fue profesor de física experimental en el
laboratorio de
Cavendish, y rector del Trinity Collage (1918-1940).

En 1908 fue nombrado sir por el rey Jorge V del reino
Unido.

Joseph John Thomson falleció en la ciudad de
Cambridge, siendo enterrado en la Abadía de Westmister de
Londres, muy cercano a la tumba de Isaac
Newton.

Experimento Nº 1

Propagación de los rayos
catódicos

El ánodo y el cátodo se hallan conectados
a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el
tubo de vidrio se
encuentra un gas a baja
presión
(aprox. 0,001 mm de Hg).

Figura Nº 1

Con este experimento Thomson averiguó cómo se
desplazaban los rayos.

Pudo observar que los mismos se
desplazaban en línea recta y
producían un destello al llegar a una pantalla formada por
una sustancia fluorescente.

Figura Nº 2

Experimento Nº 2

¿De dónde parten los
rayos?

El ánodo y el cátodo se hallan conectados
a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el
tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox.
0,001 mm de Hg).

Figura Nº 3

Con este experimento Thomson averiguó de dónde
salían los rayos.

Interponiendo un objeto metálico opaco, como se
muestra en la
figura, en el camino de los rayos observó que se formaba
una sombra en la pared opuesta al cátodo. Esto indicaba
quelos rayos partían del
cátodo. Por eso se los
llamaRAYOS
CATÓDICOS.

Figura Nº 4

Experimento Nº 3

¿Tienen masa los
rayos?

El ánodo y el cátodo se hallan conectados
a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el
tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox.
0,001 mm de Hg).

Figura Nº 5

Con este experimento Thomson averiguó si los rayos
tenían masa.

En el camino de los rayos interpuso una pequeña
rueda. Observó que la rueda giraba como consecuencia del
paso de los rayos. Por lo tanto los rayos
poseían masa.

Figura Nº 6

Experimento Nº 4

¿Qué
carga tienen los
rayos?

El ánodo y el cátodo se hallan conectados
a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el
tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox.
0,001 mm de Hg).

Figura Nº 7

Con este experimento Thomson averiguó qué carga
tenían los rayos.

Utilizando un campo eléctrico o un campo
magnético, comprobó que los rayos se desviaban
alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al
polo positivo. Este comportamiento
indicaba que los rayos eran partículas
negativas.

Figura Nº 8

Modelo atómico
de Thomson

Cuando Thomson propuso su modelo
atómico se sabía que los átomos eran
neutros

Teniendo en cuenta lo que se sabía del átomo, y
luego de los experimentos
mencionados, Thomson propuso el siguiente modelo:

El átomo se encuentra formado por
una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas
las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se
encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como el
átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a
la cantidad de cargas negativas.

Figura Nº 9

Ernest
Rutherford

Fue un físico y químico británico.
Se le considera el padre de la física nuclear.
Descubrió la radiación
alfa y beta, y que la radiactividad iba acompañada por una
desintegración de los elementos, lo que le valió
ganar el Premio Nóbel de Química en 1908.
También se le debe el descubrimiento de la existencia de
un núcleo atómico, en el que se formaron Niels Bohr y
Oppenheimer.

Su influencia en este terreno de la física que
descubrió fue pues especialmente relevante.

Experimento Rutherford

El experimento de Rutherford, también llamado
"experimento de la lámina de oro", fue
realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, bajo la
dirección de Ernest Rutherford en los
Laboratorios de Física de la Universidad de Manchester.
Los resultados obtenidos y el posterior análisis tuvieron como consecuencia la
rectificación del modelo atómico de Thomson (modelo
atómico del panqué con pasas) y la propuesta de un
modelo nuclear para el átomo.

El experimento consistió en "bombardear" con un
haz de partículas alfa una fina lámina de metal y
observar cómo las láminas de diferentes metales afectaban
a la trayectoria de dichos rayos.

Las partículas alfa se obtenían de la
desintegración de una sustancia radiactiva, el polonio.
Para obtener un fino haz se colocó el polonio en una caja
de plomo, el plomo detiene todas las partículas, menos las
que salen por un pequeño orificio practicado en la caja.
Perpendicular a la trayectoria del haz se interponía la
lámina de metal. Y, para la detección de
trayectoria de las partículas, se empleó una
pantalla con sulfuro de zinc que produce pequeños
destellos cada vez que una partícula alfa choca con
él.

Según el modelo de Thomson, las partículas
alfa atravesarían la lámina metálica sin
desviarse demasiado de su trayectoria:

· La carga positiva y los electrones del
átomo se encontraban dispersos de forma homogénea
en todo el volumen del
átomo. Como las partículas alfa poseen una gran
masa (8.000 veces mayor que la del electrón) y gran
velocidad (unos 20.000km/s), la fuerzas eléctricas
serían muy débiles e insuficientes para conseguir
desviar las partículas alfa.

· Además, para atravesar la lámina
del metal, estas partículas se encontrarían con
muchos átomos, que irían compensando las
desviaciones hacia diferentes direcciones.

Pero se observó que un pequeño porcentaje
de partículas se desviaban hacia la fuente de polonio,
aproximadamente una de cada 8.000 partículas al utilizar
una finísima lámina de oro con unos 200
átomos de espesor. En palabras de Rutherford ese resultado
era "tan sorprendente como si le disparases balas de
cañón a una hoja de papel y rebotasen hacia
ti".

Rutherford concluyó que el hecho de que la
mayoría de las partículas atravesaran la hoja
metálica, indica que gran parte del átomo
está vacío, que la desviación de las
partículas alfa indica que el deflector y las
partículas poseen carga positiva, pues la
desviación siempre es dispersa. Y el rebote de las
partículas alfa indica un encuentro directo con una zona
fuertemente positiva del átomo y a la vez muy
densa.

El modelo atómico de Rutherford mantenía
el planteamiento de Thomson, de que los átomos poseen
electrones, pero su explicación sostenía que todo
átomo estaba formado por un núcleo y una corteza.
El núcleo debía tener carga positiva, un radio muy
pequeño y en él se concentraba casi toda la masa
del átomo. La corteza estaría formada por una nube
de electrones que orbitan alrededor del núcleo.

Según Rutherford, las órbitas de los
electrones no estaban muy bien definidas y formaban una estructura
compleja alrededor del núcleo, dándole un
tamaño y forma indefinida. También calculó
que el radio del átomo, según los resultados del
experimento, era diez mil veces mayor que el núcleo mismo,
lo que implicaba un gran espacio vacío en el
átomo.

Figura Nº 10

Arriba Resultados esperados: Las partículas alfa
pasando a través del modelo del pudín sin verse
alteradas.

Abajo: Resultados observados: Una pequeña parte
de las partículas eran desviadas, demostrando la
existencia de un minúsculo volumen de carga
positiva.

Figura Nº 11

Modelo atómico de Rutherford

Este modelo fue históricamente importante, en la
comprensión de la materia. La
idea básica que introdujo Joseph Thomson para formular el
modelo era que los átomos poseen electrones, pero
sostenía que estos encontrarían girando alrededor
de un núcleo central. En ese núcleo se
concentraría toda la carga positiva del átomo y
casi toda la masa, y su tamaño debía ser muy
pequeño en comparación al de todo
átomo.

Según Rutherford, las orbitas de los electrones
no están muy bien definidas u forman una obstante, los
resultados de su experimento, permitieron calcular que el radio
del átomo era diez veces mayor que el núcleo mismo,
lo que hace que haya un gran espacio vació en el interior
de los átomos.

El modelo atómico de Rutherford fue sustituido
muy pronto por el de Bohr, que utilizo algunas de las hipótesis iniciales de la mecánica
cuántica para describir la estructura de las orbitas
de los electrones.

La importancia del modelo de Rutherford residió
en proponer la existencia de un núcleo en el átomo.
Termino que, paradójicamente no aparece en sus escritos.
Lo que Rutherford considero esencial, para explicar los
resultados experimentales, fue “una concentración de
carga” en el centro del átomo.

Niels
Bohr

Fue un físico danés que realizo
importantes contribuciones para la comprensión de la
estructura del átomo y la mecánica cuántica.

Nació en Copenhague, hijo de Christian Bohr y
Ellen Adler. Tras doctorarse en la universidad de Copenhague en
1911, completo sus estudios en Manchester, Inglaterra a las
órdenes de Ernest Rutherford.

En 1943 Bohr escapo a Suecia para evitar su arresto,
viajando posteriormente a Londres. Una vez a salvo, apoyo los
intentos anglos-americanos para desarrollar armas
atómicas, en la creencia errónea de que la bomba
alemana era inminente, trabajo en los Álamos, Nuevo
México
(EE.UU.) en el Proyecto
Manhatthan.

Después de la guerra,
abogando por los usos pacíficos de la energía
nuclear, retorno a Copenhague, ciudad en la que
residió hasta su fallecimiento en 1962.

Modelo Atómico de Bohr

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo
de hidrógeno tomando como punto de partida el
modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los
fenómenos de absorción y emisión de los
gases,
así como la nueva teoría de la
cuantización de la energía desarrollada por
Max Planck y el fenómeno del efecto
fotoeléctrico observado por Albert
Einstein.

“El átomo es un pequeño sistema solar con
un núcleo en el centro y electrones moviéndose
alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las
orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en
ciertas orbitas)

· Cada orbita tiene una energía asociada.
La más externa es la de mayor energía.

· Los electrones no radian energía
(luz) mientras
permanezcan en orbitas estables.

· Los electrones pueden saltar de una a otra
orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de
mayor energía absorbe un cuanto de energía (una
cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada
orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde
energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito
de Bohr fue dar la explicación al espectro de
emisión del hidrogeno.
Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el
carácter cuántico de la luz, el
fotón es emitido cuando un electrón cae de una
orbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no
puede explicar la existencia de orbitas estables y para la
condición de cuantización. Bohr encontró que
el momento angular del electrón es h/2π por un
método que
no puede justificar.

Figura Nº 12

El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo
planetario de Copérnico, los planetas
describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. El
electrón de un átomo o ión hidrogenoide
describe también órbitas circulares, pero los
radios de estas órbitas no pueden tener cualquier
valor.

Consideremos un átomo o ión con un solo
electrón. El núcleo de carga Ze es
suficientemente pesado para considerarlo
inmóvil.

Figura Nº 13

Si el electrón describe una órbita circular de
radio r, por la uniforme.

Ec. Nº 2

En el modelo de Bohr, solamente están permitidas
aquellas órbitas cuyo momento angular está
cuantizado.

Ec. Nº 3

n es un número entero que se denomina
número cuántico, y h es la constante de
Planck 6.6256·10-34 Js.

Los radios de las órbitas permitidas son:

Ec. Nº 4

Donde a0 se denomina radio de Bohr.
a0 es el radio de la órbita del
electrón del átomo de Hidrógeno Z =
1 en su estado
fundamental n = 1.

La energía total es:

Ec. Nº 5

En una órbita circular, la energía total
E es la mitad de la energía potencial:

Ec. Nº 6

La energía del electrón aumenta con el
número cuántico n.

La primera energía de excitación es la que
lleva a un átomo de su estado fundamental a su primer (o
más bajo) estado excitado. La energía del estado
fundamental se obtiene con n = 1, E1
= -13.6 eV y la del primer estado excitado con n = 2,
E2 = -3.4 eV. Las energías se suelen
expresar en electrón-voltios (1eV=1.6 10-19
J).

La frecuencia f de la radiación emitida
cuando el electrón pasa del estado excitado
E2 al fundamental E1
es

Ec. Nº 7

CONCLUSIÓN

Lo que Millikan hizo fue poner una carga
eléctrica en una gota de aceite, y medir qué tanta
fuerza eléctrica era necesario para detener la gotita en
su caída.

La carga eléctrica que posee una
partícula, puede ser calculada por la medición de la fuerza experimentada por
ella en un campo eléctrico (E) de magnitud
conocida.

Thomson en sus experimentos estableció en las
propiedades de los rayos que estos mismos se desplazaban en
líneas rectas, partían del cátodo,
poseían masa y eran partículas
negativas.

Thomson estableció que los átomos pueden
dividirse en las llamadas partículas fundamentales:
Electrones, Protones y Neutrones.

El experimento de Rutherford, rectificó el
modelo atómico de Thomson.

El experimento de Rutherford consistió en
"bombardear" con un haz de partículas
alfa una fina lámina de metal y observar
cómo las láminas de diferentes metales afectaban a
la trayectoria de dichos rayos.

El modelo de Bohr es estrictamente un modelo del
átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el
modelo de Rutherford.

Bohr proporcionó una base para el carácter
cuántico de la luz.