Rayos catódicos. Modelo de Thomson.
Los rayos catódicos confirmaron la existencia de electrones en los átomos.
(Gp:) Modelo atómico de Thomsom
Experimento y modelo de Rutherford.
(Gp:) Modelo atómico de Rutherford
La radiaciónelectromagnética.
Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación.
Viene determinada por su frecuencia “?” o por su longitud de onda “?”, relacionadas entre sí por:
Espectro electromagnético
Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitu-des de ondas (rayos ? 10–12 m) hasta kilómetros(ondas de radio)
Espectro electromagnético.
?
?
© Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
Espectros atómicos.
Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento…) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda.
Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.
Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción).
(Gp:) Espectro de emisión
(Gp:) www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ CAP2/2B/2B1/
(Gp:) Espectro de absorción
(Gp:) © Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
Algunos espectros de emisión
(Gp:) Potasio
(Gp:) Estroncio
(Gp:) Litio
Series espectrales
Serie Balmer: aparece en la zona visible del espectro.
Serie Lyman: aparece en la zona ultravioleta del espectro.
Serie Paschen
Serie Bracket
Serie Pfund
(Gp:) Aparecen en la zona infrarroja del espectro
Ley de Rydberg ?.
La relación entre las longitudes de onda de las distintas rayas del espectro del hidrógeno viene dada por la expresión:
donde n1 y n2 son números enteros > 0 cumpliéndose que n2 > n1. (R = 1,0968 ·107 m–1)
Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5 … Serie Lyman
Si n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6 … Serie Balmer
Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7 … Serie Paschen
Orígenes de la teoría cuántica.
El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad de determinadas partículas en la materia.
Pero tiene algunos inconvenientes:
No explica los espectros atómicos.
La no emisión de energía por el giro de los electrones (se sabía que al girar partículas cargadas, éstas deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo que conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo un colapso de los átomos).
Iba en contra de la estabilidad de los átomos.
Igualmente, las líneas espectrales deberían ser explicadas a partir de una nueva teoría atómica.
Hipótesis de Plank.Cuantización de la energía.
El estudio de las rayas espectrales permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “? ” con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos.
Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto”.
Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “?”, la energía desprendida por dicho átomo sería:
Hipótesis de Plank.Cuantización de la energía. (cont)
Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el número de átomos que emitan:
En donde h = 6,626 x 10–34 J s (Constante de Plank) y n es un número entero (nº de átomos emisores), lo cual significa que la energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la cantidad de energía mínima (h x ?).
Como el número de átomos es muy grande y la constante “h” muy pequeña, en la práctica no se aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la masa.
Ejemplo: ¿Puede un átomo absorber una radiación de 4,70 x10-19 J?
En este caso no puede absorber 4,70 x 10-19 J por no ser un múltiplode 3,374 x 10-19 J
Efecto fotoeléctrico.
Algunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación sobre ellos.
Este fenómeno es utilizado prácticamente para cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las puertas de un ascensor…
Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la intensidad de la radiación sino únicamente de su frecuencia “?”.
Efecto fotoeléctrico.
Un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización, mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, si.
(Gp:) http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/fisicaInteractiva/Ef_Fotoelectrico/TeoriaEF.htm
Página siguiente  |