EVIDENCIA DE LA NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA.

1.- EVIDENCIA DE LA NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA.

Muchos fenómenos muestran la relación entre la constitución de la materia y la electricidad. Fueron muchos los experimentos realizados para demostrar la existencia de partículas negativas y positivas en la materia.

En el año 1897, J. J. Thomsom (1856-1940) descubre la primera partícula El Electrón, a través de experimentos basados en tubos de vidrio y grandes descargas eléctricas, dichas partículas son de carga negativa.

Esta partícula, de masa tan pequeña que se considera despreciable y carga eléctrica negativa, permitió explicar el comportamiento eléctrico de la materia que, curiosamente, ya habían postulado los griegos dos mil años antes

Esta partícula, de masa tan pequeña que se considera despreciable y carga eléctrica negativa, permitió explicar el comportamiento eléctrico de la materia que, curiosamente, ya habían postulado los griegos dos mil años antes.

En el año 1911, Ernest Rutherford (1871-1937) descubrió la partícula positiva de la materia, El Protón. Su masa era dos mil veces la del electrón y tenía exactamente la misma carga, pero de signo positivo.

Ejemplos:

 Al frotar algunos cuerpos, éstos adquieren carga eléctrica.

 Se produce la electrólisis, que es la descomposición de algunas sustancias en otras más simples.

 Al frotar una piedra de azufre con la mano, la misma adquiere la propiedad de atraer papel, y producir algún tipo de chispas.

2.- EJERCICIO DE LA ENERGÍA CINÉTICA Y EJEMPLO.

Calcular la energía cinética de un coche de 500kg de masa que se mueve a una velocidad de 100km/h.

Primero se pasa la velocidad a las unidades de sistema internacional:

Sustituimos en la ecuación de la energía eléctrica:

3.- EXPLICACIÓN, DIBUJO, NOMBRE DE LOS MODELOS ATÓMICOS Y EJEMPLO.

Los Modelos Atómicos son una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades. De ninguna manera debe ser interpretado como un dibujo de un átomo, sino más bien como el diagrama conceptual de su funcionamiento. A lo largo del tiempo existieron varios modelos atómicos, entre los más destacados están el Modelo Atómico de Thomson y el Modelo Atómico de Rutherford.

Modelo Atómico de Thomson: Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo, suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos.

Ejemplo:

Modelo Atómico de Rutherford: llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extranuclear se encuentran los electrones de carga negativa.

Ejemplo:

Otros Modelos Atómicos:

 Modelo Atómico de Demócrito: Realizó el primer modelo atómico. Decía que los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles; se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades internas; las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

Ejemplo:

 Modelo Atómico de Bohr: fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de las postulaciones de Rutherford, intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.

Ejemplo:

4. ERNEST RUTHERFORD, QUIÉN FUE, QUÉ HIZO Y SUS TRES MODELOS.

Fue un físico y químico neozelandés, conocido también como Lord Rutherford, nació el 30 de agosto de 1871 y falleció el 19 de octubre de 1937. Se dedicó al estudio de las partículas radioactivas y logró clasificarlas en alfa (α), beta (β) y gamma (γ). Halló que la radiactividad iba acompañada por una desintegración de los elementos, lo que le valió ganar el Premio Nobel de Química en 1908. Se le debe un modelo atómico, con el que probó la existencia del núcleo atómico, en el que se reúne toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo. Consiguió la primera transmutación artificial con la colaboración de su discípulo Frederick Soddy.

Durante la primera parte de su vida se consagró por completo a sus investigaciones, pasó la segunda mitad dedicado a la docencia y dirigiendo los Laboratorios Cavendish de Cambridge, en donde se descubrió el neutrón. Fue maestro de Niels Bohr y Robert Oppenheimer.

La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez la existencia de un núcleo en el átomo. Consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidos. Los resultados de su experimento le permitieron calcular que el radio atómico era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, y en consecuencia, que el interior de un átomo está prácticamente vacío

Los tres Modelos Atómicos:

Modelo Atómico de Thomson

(Predecesor) Modelo Atómico de Rutherford Modelo Atómico de Bohr

(Sucesor)

Electrones distribuidos uniformemente en el interior del átomo, suspendidos en una nube de carga positiva. Los electrones orbitan en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Los electrones pueden tener tres órbitas estables. alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos

5.- POSTULADOS DE BOHR.

1.- Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía: según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación. Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el electrón: la fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza centrífuga, repulsiva por tratarse de un sistema no inercial, deben ser iguales en magnitud en toda la órbita. Esto nos da la siguiente expresión:

Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la fuerza centrífuga; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón, es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.

En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo:

Y ahora con ésta ecuación y sabiendo que la energía total es la suma de las energías cinética y potencial:

Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función del radio de dicha órbita.

2.- No toda órbita para electrón está permitida, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, , del electrón sea un múltiplo entero de Esta condición matemáticamente se escribe:

con

A partir de ésta condición y de la expresión para el radio obtenida antes, podemos eliminar y queda la condición de cuantización para los radios permitidos:

Con ; subíndice introducido en esta expresión para resaltar que el radio ahora es una magnitud discreta, a diferencia de lo que decía el primer postulado.

Ahora, dándole valores a , número cuántico principal, obtenemos los radios de las órbitas permitidas. Al primero de ellos (con n=1), se le llama radio de Bohr:

Expresando el resultado en angstrom.

Del mismo modo podemos ahora sustituir los radios permitidos en la expresión para la energía de la órbita y obtener así la energía correspondiente a cada nivel permitido:

Igual que antes, para el átomo de Hidrógeno (Z=1) y el primer nivel permitido (n=1), obtenemos:

Que es la llamada energía del estado fundamental del átomo de Hidrógeno.

Y podemos expresar el resto de energías para cualquier Z y n como:

3.- El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.

Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:

Donde identifica la órbita inicial y la final, y es la frecuencia.

Entonces las frecuencias de los fotones emitidos o absorbidos en la transición serán:

A veces, en vez de la frecuencia se suele dar la inversa de la longitud de onda:

Ésta

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