UNIVERSIDAD NACIONAL
“SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO “
FACULTAD CIENCIAS DEL AMBIENTE
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA SANITARIA
TEMA:
MODELO ATOMICO DE RUTERFOR
ASIGNATURA: QUIMICA DOCENTE: MARTINEZ
GENERAL I
MONTES, Victor Marcelino
INTEGRANTES:
-JARAMILLO MARQUEZ, Julisa Fiorela -MORI GARCIA, Katerine Victoria -PALACIOS ICHIPARRA, Naihyla
INDICE
INTRODUCCION ---------------------------------------------------------------FUNDAMENTO TEORICO---------------------------------------------------
BIOGRAFIA
ANTECEDENTE
EXPERIMENTO DE RUTHERFOR
MODELO ATOMICO DE RUTHERFOR
INPORTANCIA Y LIMITACIONES
BIBLIOGRAFIA ----------------------------------------------------------------- ANEXO-----------------------------------------------------------------------------
INTRODUCCION
Antes de la propuesta de Rutherford, los fisicos aceptaban que las cargas electricas en el atomo tenian una distribucion mas o menos uniforme. Rutherford trato de ver como era la dispersion de las particulas alfa por parte de los atomos de una lamina de oro muy delgada. Los angulos resultantes de la desviación de las particulas supuestamente aportarian informacion sobre como era la distribucion de carga en los atomos. Era de esperar que, si las cargas estaban distribuidas uniformemente segun el modelo atomico de Thomson, la mayoria de las particulas atravesarian la delgada lamina sufriendo solo ligerisimas deflexiones, siguiendo una trayectoria aproximadamente recta. Aunque esto era cierto para la mayoria de las particulas alfa, un numero importante de estas sufrian deflexiones de cerca de 180o, es decir, practicamente salian rebotadas en direccion opuesta a la incidente. Rutherford penso que esta fraccion de particulas rebotadas en direccion opuesta podia ser explicada si se suponia la existencia de fuertes concentraciones de carga positiva en el atomo. La mecanica newtoniana en conjuncion con la ley de Coulomb predice que el angulo de deflexion de una particula alfa relativamente liviana por parte de un atomo de oro mas pesado, depende del "parametro de impacto" o distancia entre la trayectoria de la particula y el nucleo.
BIOGRAFIA
En 1911, el físico británico nacido en Nueva Zelanda Ernest Rutherford estableció la existencia del núcleo atómico. A partir de los datos experimentales de la dispersión de partículas alfa por núcleos de átomos de oro, las partículas alfa empleadas por Rutherford, muy rápidas y con carga positiva, se desviaban con claridad al atravesar una capa muy fina de materia. Para explicar este efecto era necesario un modelo atómico con un núcleo central pesado y cargado positivamente que provocara la dispersión de las partículas alfa. Demostrando que el anterior modelo atómico de Thomson, con partículas positivas y negativas uniformemente distribuidas, era insostenible.
ANTECEDENTES
A _finales del siglo XVIII se conocían la Ley de la Conservación de la Masa (la masa total en una reacción química permanece constante: Antoine Lavoisier, 1789), la Ley de las Proporciones Definidas (los elementos se combinan en proporciones de masa definidas y características para cada compuesto: Joseph Louis Proust, 1799) y la Ley de las Proporciones Multiples (cuando dos elementos A y B forman mas 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: John Dalton, 1803). El químico y profesor de escuela John Dalton realizo diversos experimentos con diferentes sustancias, cuyos resultados dieron lugar a la teoría atómica que Dalton público en 1803. En ella se afirmaba que toda la materia se podía dividir en dos grandes grupos: los elementos y los compuestos. Los elementos a su vez estarían constituidos por unidades fundamentales, los cuales Dalton denomino átomos en honor a Democrito, partículas que no podían ser creadas, divididas ni destruidas. Además, los átomos de un mismo elemento son idénticos en todas sus propiedades (tamaño, masa y propiedades químicas), mientras que estas difieren entre átomos de elementos diferentes. Estas partículas se unen con otras para formar nuevas sustancias en relaciones numéricas simples (por ejemplo, 1 : 1; 3 : 2) por medio de reacciones químicas. En estas reacciones ningún átomo de un elemento se convierte en un átomo de otro elemento Muchos científicos se resistieron durante años a reconocer la existencia de dichas partículas. Sin embargo, la teoría atómica fue definitivamente validada a partir de la observación experimental de Robert Brown de que las partículas de polvo que flotaban en el agua se movían al azar, el denominado movimiento browniano: Albert Einstein propuso una teoría en 1905 según la cual este movimiento browniano lo causaban las moléculas de agua al chocar constantemente con el polvo, siendo demostrada por el físico francés Jean Baptiste Perrin en 1911. En 1897 Sir Joseph Thomson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos. Este tubo era un recipiente cerrado de vidrio, en el cual los dos electrodos estaban separados por un vacío. Al aplicar una diferencia de potencial entre los dos electrodos, el cátodo (electrodo negativo) se iluminaba con un resplandor fosforescente, mientras que en la pared opuesta del tuvo aparecía un punto brillante verde. Algo estaba viajando en línea recta a través del tubo, a partir del cátodo, que fue llamado rayo catódico. Thompson observo que los rayos eran desviados de su trayectoria al
atravesar un campo magnético o un campo eléctrico. Por tanto estos rayos no podían ser ondas electromagnéticas (puesto que las ondas no llevaban carga eléctrica), sino que tenían que ser partículas.
Esquema del experimento de Thompson que llevo al descubrimiento de los electrones. Llego a la conclusión de que los rayos catódicos eran haces de partículas cargadas negativamente a las que denomino corpúsculos, que posteriormente fueron rebautizados como electrones. Thomson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. Tal descubrimiento modifico el modelo atómico de Dalton, que consideraba al átomo como indivisible. A partir de estos resultados, y para dar cuenta de la carga neutra del átomo, propuso su modelo atómico, en el que el átomo sería una esfera solida cargada positivamente con un tamaño del orden de magnitud del tamaño del átomo (el cual se puede obtener conociendo la densidad de un sólido típico, su peso atómico y el número de Avogadro). Dentro de esta esfera los electrones estarán incrustados en la superficie a modo de pudin de pasas (nombre por el cual se conoce a este modelo) en número suficiente para contrarrestar la carga positiva, y de manera uniforme para evitar la repulsión electrostática. Este modelo estático (los electrones se encuentran en reposo) permite explicar la existencia de los rayos catódicos, ya que si se aplica la suficiente energía dichos electrones salen del átomo como rayos catódicos, así como la formación de iones, puesto que si un átomo perdiera un electrón la carga del sistema sería positiva, mientras que si lo ganara la carga final sería negativa. A principios del siglo veinte, extrayendo electrones de ciertas especies atómicas, se pudo concluir que el número de electrones en un átomo era
aproximadamente la mitad de la masa del átomo. Este número es característico de la especie atómica y se denomina Z. Como en condiciones normales los átomos son neutros, la carga positiva debe ser igual en magnitud a la que posee el conjunto de los electrones. Por ello se pensaba que la mayor parte de la masa atómica se debía a la masa asociada con la carga positiva. Existían también varios datos experimentales sobre los espectros de radiación de diferentes sustancias que, según la teoría electromagnética de Maxwell, se producen por la vibración de los electrones en torno a su posición de equilibrio bajo ciertas perturbaciones. Sin embargo, aunque cualitativamente la descripción atómica de Thompson si permita justificar la existencia de estos espectros, no se podía explicar la diversidad de frecuencias que aparecen en un espectro. Seguía siendo necesario un modelo que describiera la distribución de las cargas en el interior del átomo y que a su vez diera cuenta de los datos espectrales. El modelo de Thompson fue modificado por Perrin, según el cual las cargas negativas serian externas al “\pudin". Siguiendo en esta línea, Hantaro Nagaoka propuso otro modelo atómico en 1903, el denominado modelo saturniano, según el cual los electrones giraban en orbitas circulares con la misma velocidad angular alrededor de un cuerpo central cargado positivamente. Con este modelo pretendía explicar el fenómeno de la radiactividad y los espectros observados. Sin embargo, este modelo no fue suficientemente apreciado en la comunidad científica hasta 1909, año en que Hans Geiger y Ernest Marsden, bajo la supervisión de Ernest Rutherford (antiguo alumno de Thompson) realizaron diversos experimentos cuyos resultados no se podían justificar con el modelo de Thompson.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Así se denominan un conjunto de experimentos realizados por H. Geiger y E. Marsden en los laboratorios de Física de la Universidad de Manchester bajo la dirección de Ernest Rutherford sobre la dispersión de partículas por diferentes materiales. Consistían básicamente en bombardear una lámina metálica delgada (típicamente de un grosor de 1 _m) con unas partículas que el propio Rutherford había identificado una década anterior, las partículas, las cuales eran emitidas por fuentes radiactivas, como el uranio o el polonio. A pesar de que en ese momento no se sabía exactamente que era una partícula, si estaba claro que tenía carga y que era muy pequeña. Para el experimento se consiguió un haz de particulas a partir de la desintegración del radio. Colocando este elemento radiactivo en una caja de plomo (el plomo detiene todas las partículas ) con un pequeño orificio practicado en la caja por el que salían las partículas se consiguió que el haz fuera muy no. Perpendicular a la trayectoria del haz se interponía el blanco seguida de una pantalla móvil cubierta con sulfuro de zinc. Cada vez que una partícula choca con la pantalla se producen pequeños destellos, los cuales eran visibles mediante un microscopio colocado en la parte trasera de la pantalla. Todo el aparato estaba colocado dentro de una cámara en vacío para evitar que las partículas se vieran dispersadas por el aire. Según el modelo atómico de Thomson, cada partícula debería atravesar la lámina metálica tras múltiples interacciones con los átomos por efecto de la fuerza de Coulomb, cada una de las cuales no desviaría apreciablemente su trayectoria, ya que la carga positiva y los electrones del átomo se encontrarían dispersos de forma homogénea en todo el volumen del átomo. Sin embargo, estos experimento mostraron que aunque un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación significativa, un reducido número de ellas era desviado incluso a ángulos de difusión de 180 grados (aproximadamente una de cada 8000 se desvía hacia la fuente radiactiva para una lámina de platino). Parafraseando a Rutherford, “es como si le disparas balas de cañón a un pañuelo y rebotasen hacia ti". Considérese una partícula viajando a lo largo del eje Z y siendo dispersada a lo largo de la dirección OD después de una colisión con un átomo situado en O (véase figura 2). La dirección OD se define mediante el ángulo de dispersión entre OD y el eje Z y por el ángulo azimutal entre OX y la proyección de OD en el plano XY. Un elemento de ángulo solido d subtendido en O por una pequeña área del detector situado en D a ángulos rectos con OD viene dado por dΩ =sinθ dθ d_.
Las medidas permitieron establecer que el número de partículas dispersadas dentro de un elemento de ángulo solido d: es proporcional al grosor de la lámina, excepto a ángulos muy pequeños (< 1 grados) para un ángulo y energía cinética fijos, es inversamente proporcional al cuadrado de la energía cinética de las partículas a ángulos fijos y para una determinada lamina, es proporcional a (sin (θ/2)4, donde es el ángulo de difusión para una energía y una lamina dadas, es proporcional a Z2 (donde Z es el número atómico de los átomos de la lámina) a una energía fija y una lamina con una anchura dada, el ángulo de dispersión más probable es aproximadamente proporcional al peso atómico del blanco que se utilice.
Esquema del experimento de Thompson que llevo al descubrimiento de los electrones.
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.El módelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia.
RADIACCION ELECTROMAGNETICA
Ondas producids por la oscilasion o la aceleración de una carga electrica. Es una combinación de camposeléctricos y magnéticos oscilantes, que sepropagan através del espacio transportando energía de un lugar aotro. Independientemente de su frecuencia y longitud de onda, todas las ondas electromagnéticas se desplazanenel vacíoauna velocidad c=299 792 km/s.
ν = C/λ ν : frecuencia C : velocidad de la luz λ : longitudde onda
IMPORTANCIAS Y LIMITACIONES La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez 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, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío. Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos: • Por un lado se planteó el problema de como un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevo posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales. • Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como seria el caso de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo. Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica. Según Rutherford, las orbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidas. 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 esta prácticamente vacío. Este modelo de sistema solar propuesto por Rutherford no puede ser estable según la teoría de Maxwell ya que, al girar, los electrones son acelerados y
deberían emitir radiación electromagnética, perder energía y como consecuencia caer en el núcleo en un tiempo muy breve. La explicación de cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos y discretos son dos problemas que no se explican satisfactoriamente por este modelo.
BIBLIOGRAFIA
[Bryson(2003)] Bill Bryson. A Short History of Nearly Everything. Broadway Books, May 2003.ISBN 0767908171. [Darling()] David Darling. Rutherford's experiment and atomic model. En linea. URL http://www.daviddarling.info/encyclopedia/R.html. [Geiger and Marsden(1909)] H. Geiger and E. Marsden. On a di_use reection of the particles. Proc. R. Soc. Lond. A, 82:495{500, 1909. doi: 10.1098/rspa.1909.0054. URL http://rspa.royalsocietypublishing.org/content/82/557/495. [Matheus()] Rosana Carolina Sanchez Matheus. Historia del modelo atomico. En linea. URL http://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modeloatomico.shtml. [Resnick(1974)] R. Eisberg R. Resnick. Quantum Physics of Atoms, Molecules, Solids, Nuclei, and Particles. John Wiley & Sons, Inc, 1985 edition, 1974. ISBN 0-47187373-X. [Rutherford(1911)] E. Rutherford. The scattering of _ and _ particles by matter and the structure of the atom. Philos. Mag, 6, 21, 6, 21(9), 1911. ISSN 1098-0121. doi: 10.1103/Phys- RevB.73.094410. URL http://link.aps.org/doi/10.1103/PhysRevB.73.094410. [S_anchez-Ron(1992)] Jos_e Manuel S_anchez-Ron. Espacio-tiempo y _atomos. Relatividad y mecanica cuantica. Ediciones AKAL, 1992. ISBN 9788446001522. [Weed()] Geo_rey Weed. About rutherford's atomic theory. En l__nea. URL http://www.ehow.com/about 4565074 rutherfords-atomic-theory.html. [Wikipedia(2010a)] Wikipedia. Experimento de rutherford. En l__nea, Noviembre 2010a. URL http://es.wikipedia.org/wiki/Experimento de Rutherford. Microsoft Encarta 2008. 1993-2007.
