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Estructura de la materia
• Platón y Aristóteles: la materia es continua.
• Demócrito (470-370AC): la materia está formada por átomos
(partícula indivisible).
• Dalton (~ 1800):
- La materia esta formada por átomos.
- Elementos diferentes están formados por átomos diferentes.
- Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.
- Los átomos se combinan en proporcionesdiferentes para formar
compuestos.

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Estructura del átomo
• Thomson (1856-1940): electrón (1897)
• Millikan (1860 – 1953): carga del electrón; publicó su
trabajo en 1913 en Phys. Rev.
• Radiactividad (Becquerel, 1896). Curie.
• Thomson: modelo del budín (~1903).
• Marsden/Rutherford (Rutherford, 1871-1937):
experimento de la placa de oro (1909). Modelo
nuclear (1911).
• Moseley: carganuclear (1913, 1914).
• Rutherford : protón (1919).
• Chadwick: neutrón (1932).
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Partículas subatómicas
Partícula

Masa (uma)

Masa
(gramos)

Carga*
(culombios)

Electrón

0,000549
(5,49 10-4)

9,1095 10-28

-1,6 10-19

Protón

1,00728

1,6726 10-24

1,6 10-19

Neutrón

1,00867

1,6750 10-24

0

* 1,6 10-19 Culombios = 1 unidad

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Tamaño
Núcleo

4A
Z

X

A : Número másico
Z : Número atómico
X : Símbolo químico

ISÓTOPOS: el mismo Z pero distinto A

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Estructura electrónica de los átomos
• Interacción de la materia con la luz

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LUZ
onda y partícula

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La luz como onda
λ

λ: longitud de
onda
c : velocidad de
la luz
c = 2,99792458 × 108 m/s
υ : frecuencia
υ= c/

λ

Unidades
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Planck:cuantización de la energía
•

Radiación del cuerpo negro:
la energía sólo puede absorberse o liberarse en los átomos en cantidades
definidas llamadas cuantos.

•

La relación entre la energía y la frecuencia de la radiación está dada por:

E = hν
h es la constante de Planck (6.626 × 10-34 J.s).

(ejemplo: escalera vs rampa)

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La luz como partícula
• Efecto fotoeléctrico (Einstein1905): la luz está formada por
partículas, fotones.
Energía de un fotón:

E = hν

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Esquema de un experimento de absorción atómica

Haz incidente
Intensidad I0

Haz emergente
Intensidad I

λ

λ

Muestra
gaseosa

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12

13

Espectro visible

Espectro de emisión del átomo de hidrógeno en el visible

Espectro de absorción del átomo de hidrógeno en el visible

14Espectros de líneas
• 1885. Balmer encontró que las líneas en la región visible del
espectro del hidrógeno responden a la siguiente ecuación:

ν = - RH (

1
2

-

2

1
n

2

)

• Posteriormente Lyman generalizó esta expresión:

ν = RH (

1

-

1

n12 n2

)
2

E = - RH (

1
1
)
n12 n22

• Donde RH es la constante de Rydberg (3,29 1015 Hz)
• n1 y n2 sonnúmeros naturales y distintos de cero (n2 > n1).
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Espectro de emisión de diferentes átomos

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Los espectros y el modelo atómico de
Bohr (1913)
• Rutherford asumió que los electrones están en órbitas alrededor del
núcleo (modelo planetario). Este modelo no explica los espectros de
líneas.
• Bohr considerando el concepto de cuantización de la energía propone
un nuevo modelo:
- loselectrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.
- solamente están permitidas ciertas órbitas.
- los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se
encuentren en una órbita permitida. Sólo hay emisión o radiación
cuando el electrón cambia de una órbita a otra permitida.
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Emisión de energía

Absorción de energía

E2
E1

Cambio de energía en el átomo
∆E =Efinal - Einicial = E1-E2

∆E < 0

El átomo pierde energía

E2
E1

Cambio de energía en el átomo

∆E = Efinal - Einicial = E3-E2
∆E>0
El átomo gana energía

Energía del fotón emitido
Efotón = |

E3
Mayor energía

Mayor estabilidad

E3

∆E| = hυ

Energía del fotón absorbido
Efotón =

¿Qué pasa si Efotón ≠

∆ E?

∆E = hυ
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• Como la energía está cuantizada, la...