Estructura atómica

• The periodic table is organized by atomic number, with elements arranged horizontally according to their electron configuration.
• Dalton vuelve a la idea de que todo está formado por átomos.
• Aciertos de Thomson: Relaciona nº electrónico con el peso atómico.
• Limitaciones de Thomson: Hay una dispersión de partículas alfa (Núcleos de Helio 2+).
• Aciertos de Rutherford: Primer modelo que considera el átomo hueco.
• Limitaciones de Rutherford: El electrón caería sobre el núcleo.
• Limitaciones de Rutherford: Espectros atómicos.
• Limitaciones de Rutherford: No se conoce el neutrón.
• Aciertos de Bohr: Explica los espectros atómicos (saltos del electrón).
• Aciertos de Bohr: Aplica el concepto de cuantización.
• Aciertos de Bohr: Introduce el número cuántico principal (n).
• Limitaciones de Bohr: Supone órbitas circulares y núcleo inmóvil.
• Limitaciones de Bohr: La escala que propone no corresponde con la real.
• Limitaciones de Bohr: No explica bien el átomo multielectrónico.
• Aciertos de Sommerfeld: Introduce el número cuántico secundario (l).
• Aciertos de Sommerfeld: Explica espectros atómicos de alta resolución aplicando una ley relativista (masa del electrón variable)
• Limitaciones de Sommerfeld: Sigue sin explicar bien el átomo multielectrónico.
• Aciertos de Schroedinger: Introduce el concepto de orbital.
• Aciertos de Schroedinger: Los electrones están en estados energéticos.
• La ecuación de Schroedinger indica la probabilidad de encontrar al electrón en determinadas regiones del espacio. Las soluciones a la ecuación dan a los 4 números cuánticos.
• Aciertos de Rutherford: Se puede calcular el radio la energía de los electrones.
• La reacción química consiste la ruptura de enlaces atómicos para dar lugar a diferentes combinaciones.
• Thomson estudia los rayos catódicos y en 1932 descubre el electrón.
• Se descubre que el átomo no puede ser macizo. El electrón gira entorno al núcleo, donde se concentra la masa del átomo.
• Siglo XX: descubrimiento del neutrón y el protón.
• Moseley descubre el número atómico en 1913.
• BOHR:

  Los electrones emiten energía y no están a cualquier distancia. Se habla de cuantización: los electrones están en determinadas distancias estables.
• Hay una fuerza de atracción entre el núcleo y los electrones.
• La ecuación de Rydberg respalda el modelo de Bohr.
• A menor energía, mayor estabilidad. El electrón prefiere estar más cerca del núcleo.
• Espectroscopía:

  Es el estudio de la cantidad de luz que absorbe, despide o dispersa/refleja un objeto.
• Se descompone la luz y se miden las diferentes longitudes de onda de la luz tanto visible como no visible.
• El espectrómetro de masas es una técnica que permite determinar la proporción de los distintos isótopos de un elemento químico.
• Los isótopos poseen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones. Estos se deben a la desviación de partículas cargadas en movimiento por la acción de campos magnéticos.
• La energía está cuantizada, es decir, no se emite ni se absorbe de forma continua.
• La hipótesis de Planck establece que la luz está formada por protones, cuya energía es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación.
• La radiación es la emisión, propagación y transferencia de energía en cualquier medio en forma de ondas electromagnéticas o partículas.
• El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones cuando se irradia un metal.
• El trabajo de extracción o energía umbral es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón desde su orbitales de energía más baja hasta el nivel de energía más alta.
• La ionización se da cuando el electrón pasa de un estado fundamental a un estado de energía mayor hasta el punto en el que este no siente atracción por el núcleo. Es decir, la energía supera los límites que necesita el electrón y tiene lugar el abandono del átomo.