Sa1 Estructura Atómica PDF

Sa1_estructura de la materia. Modelos atómicos: 1. Modelo de Dalton Consiste en: El átomo es una partícula indivisible e indestructible, la unidad fundamental de la materia. Todos los átomos de un elemento son idénticos, pero diferentes a los átomos...

Sa1_estructura de la materia. Modelos atómicos: 1. Modelo de Dalton Consiste en: El átomo es una partícula indivisible e indestructible, la unidad fundamental de la materia. Todos los átomos de un elemento son idénticos, pero diferentes a los átomos de otros elementos. Experimentos asociados: observaciones macroscópicas de la ley de conservación de la masa y la ley de proporciones definidas. Limitaciones: no explica la existencia de partículas subatómicas (electrones, protones, neutrones) ni los experimentos que demostraron que los átomos no son divisibles. 2. Modelo de Thomson Consiste en: el átomo es una esfera de carga positiva donde los electrones están incrustados, similar a un “pudin de pasas” Experimento asociado: el experimento con rayos catódicos de Thomson demostró la existencia de partículas cargadas negativamente (electrones) Limitaciones: no explicaba cómo se mantenían los electrones en sus posiciones dentro del átomo ni las propiedades espectrales. 3. Modelo de Rutherford Consiste en: el átomo tiene un núcleo central muy denso y positivo (protones), alrededor de cual los electrones giran como planetas alrededor del sol. Experimento asociado: el experimento de la lamina de oro de Rutherford mostro que el átomo tiene un núcleo pequeño y denso. Limitaciones: no explicaba por que los electrones no colapsan en el núcleo al perder energía mientras giraban en orbitas ni los espectros atómicos 4. Modelo de Bohr Consiste en: los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas circulares especificas y solo pueden ocupar ciertos niveles de energía cuantizados. Los electrones emiten o absorben energía en forma de fotones al Saltar entre estos niveles. Experimento asociado: el espectro del átomo de hidrogeno, que mostraba líneas discretas, fue explicando por Bohr mediante la cuantización de los niveles de energía. Limitaciones: solo funcionaba bien para el hidrogeno y no explicaba las interacciones más complejas en átomos con más de un electrón. Partículas subatómicas fundamentales y sus características 1. Electrón (e-): están en la nube de electrones alrededor del núcleo y tiene una carga de -1 2. Protón (p) están en el núcleo y tienen una carga de +1 3. Neutrón (n) están situadas en el núcleo y tiene una carga de 0 por que es neutra Identificación de átomos (isotopos y iones) Isotopos: son átomos del mismo elemento (mismo número de protones), pero con diferente numero de neutrones. Ejemplo: carbono -12 (6 protones y 6 neutrones) y carbono 14- (6 protones y 8 neutrones) Iones: átomos que han perdido o ganado electrones, lo que les confiere una carga neta positiva (catión) o negativa (anión). ejemplo Na (un electrón menos) y Cl (un electrón más) Espectros atómicos 1. Definición: los espectros atómicos son las distribuciones son las distribuciones de la radiación electromagnética emitida o absorbida por los átomos, que se presentan como líneas discretas o continuas en diferentes partes del espectro electromagnético. 2. Tipos: Espectro de emisión: cuando los elctrones descienden a niveles de energía mas bajos, emiten fotones y se observan líneas brillantes en posiciones específicas. Espectro de absorción: cuando los elctrones absorben fotones y saltan a niveles de energía mas altos, se observan líneas oscuras en el espectro de luz que pasa a través de un gas o vapor. Espectro continuo: emison de todas las longitudes de onda sin interrupciones, típico de objetos solios calientes. 3. Importancia: los espectros atómicos son cruciales para entender la estructura interna de los átomos y para identificar elementos en estrellas u objetos celestes mediante espectroscopia. Aplicación de la ecuación de la ley de Rydberg: Símbolo raro: es la longitud de onda de foton emitido o absorbido. Rh es la constante de Rydberg ( 1.097 x 107 m-1), N1 y n2 son los niveles de energía inicial y final ( con n2> n1) Problema de sustitución directa: Si se pide la longitud de onda de la lz emitida cuando un electron cae de n2= 3 a n1=2 en el hidrogeno, se aplican los valores en la formula y se resuelve. Fenómenos que originaron la teoría cuántica Radiación de cuerpo negro: el problema de la radiación emitida por un cuerpo negro no se podía explicar con las leyes clásicas, lo que llevo a Max Planck a proponer la cuantización de la energía. Efecto fotoeléctrico: Einstein explico que la luz esta compuesta por cuantos o fotones, cuya energía es proporcional a su referencia, explicando por que ciertos metales liberan electrones al ser iluminados por luz de cierta frecuencia. Espectros atómicos: las líneas discretas observadas en los espectros de emisión de gases como el hidrogeno no podían ser explicadas por la física clásica, llevando al modelo de Bohr.