- Descubrimiento de
partículas subatómicas - Características del
electrón - Modelo Atómico de
Dalton - Modelo Atómico de
Thomson - Modelo Atómico de
Rutherford - Modelo Atómico de
Bohr - Principios de
incertidumbre - Modelo Atómico
actual - Números
Cuánticos - Isótopos e
isóbaros - Fusión y Fisión
nuclear - Conclusión
- Bibliografía
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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. <>
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.
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 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.
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.
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.
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