PRACTICA DE LABORATORIO

ESPECTROS

*Objetivo: Observar todas las características de un espectro.

*Material:

- Mechero

- 2 Vasos de precipitado ( de 100 ml. y de 400 ml.)

- Espectroscopio

- Encendedor

- Alambre de micromed

- toallas de papel

*Sustancias:

- Ácido Clorhídrico

- Cloruro de Sodio

- Cloruro de Cobre

- Cloruro de Bario

- Cloruro de Potasio

- Cloruro de Estroncio

*Procedimiento:

1.- Coloca e agua en el vaso de precipitado de 400 ml.

2.- Sumerge el alambre de micromed en el agua y limpialo con las tollas de papel

3.- Enciende el mechero y regula la flama  que quede de color azul.

4.- Coloca el alambre de micromed en la flama para ver si esta limpio.

5.- Posteriormente coloca en el alambre de micromed en el ácido clorhídrico y después una de las sustancias.

6.- Después coloca el alambre de micromed con la sustancia en la flama.

7.- Empezarás a observar diferentes colores (espectros) de acuerdo a la sustancia que coloques es la reaccion.

8.- Para limpiar el alambre de micromed de una sustancia y de otra sumerge el alambre en el agua y posteriormente en el ácido clorhídrico repite los pasos 5 y 6 con cada uno de las sustancias contenidas.

*Análisis:

Sustancia	Colores que observamos
1.- Cloruro de cobre	Flama de color verde.
2.- Cloruro de Potasio	Flama de color blanco y anaranjado.
3.- Cloruro de Sodio (Sal)	Flama de color anaranjado.
4.- Cloruro de Bario	Flama de color verde, anaranjado, amarillo y rojo.
5.- Cloruro de Estroncio	Flama de color rojo intenso.

*Observaciones:



Durante esta práctica pudimos observar el espectro que es el análisis de las distintas radiaciones o longitudes de onda emitidas por un fondo luminoso.

Para poder llevar a cabo esta práctica el salón se mantuvo sin luz todo el tiempo, para que pudiéramos observar aún mejor   los colores que cada espectro tenia.

*Conclusión:

Como resultado de esta práctica pudimos observar cada una de las características de cada espectro. Esta práctica basicamente se baso  en la observación de los espectros de cada sustancia .

Finalmente en el espectroscopio que se encontraba en el laboratorio pudimos observar toda una gama de colores:

En el espectro del Hidrógeno:

 observe colores azul celeste, morado, rojo y amarillo

En el espectro del Argón:

 observe rojo en diferentes tonos y verde.

Cuadro acerca de las Teorías atómicas (Representación del modelo, Postulados y Diferencias)

	Dalton	Thomson	Rutherford	Niels Bohr
Modelo
Postulados	1. Los elementos están formados por partículas muy pequeñas,sepa - radas, indivi  - sibles e indestruc – tibles llamadas átomos.                 2. Los átomos de un elemento son iguales en masa, volumen y peso.   3. Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa, volumen y peso.	1. Thomson descubre una partícula subatómica que tiene carga eléctricamente  negativa (e-).     2. Thomson deduce que si hay carga negativa debe haber carga positiva.	1.Descubrimiento del protón una partícula subatómica con carga positiva. El protón es 2000 (aproximadamente) veces más grande que el electrón.      2. Ubicación de la carga positiva en el centro del átomo (núcleo). El núcleo está formado por un conjunto de protones; el núcleo ubica a los electrones girando al rededor de él.	1. Los electrones (e-) en los átomos que ocupan niveles discretos de energía (esto se refiere a una cantidad de energía que les permite estar a una distancia fija). El tamaño de cada órbita depende de la energía que tengan los electrones (e-).      2. Los electrones tienen una carga fija que les permite desplazarse, mantenerse alejado a una distancia del núcleo.
Diferencias	En que Dalton consideraba que el átomo era una esfera sólida, indivisible, lo cuál no era así hasta que Thomson con sus experimentos descubrió una partícula subatómica llamada electrón.	Thomson consideró que los electrones eran las primeras partículas constituyentes del átomo y que tenían “ carga eléctricamente negativa “.	El experimento de Rutherford habia establecido definitivamente que el protón era un componente del núcleo. Bombardeando nitrógeno con partículas de alfa, Rutherford observó que se producian protones.	Es el primer modelo en el que se utiliza la cuantización, es decir, la energía que los electrones se encuentran en el nivel minímo (estado basal o fundamental).

MODELO ATOMICO DE BOHR

http://www.youtube.com/watch?v=Vpspk_hCSMM&feature=player_detailpage

MODELO ATOMICO DE DALTON

http://www.youtube.com/watch?feature=player_detailpage&v=31RbAE0QkgA

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD

http://www.youtube.com/watch?v=Pc0LWkUWPI8&feature=player_detailpage

http://www.youtube.com/watch?v=9zHJ1x-A-gk&feature=player_detailpage

http://www.youtube.com/watch?v=ImETmDHy-mI&feature=player_detailpage

RUTHERFORD

El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.

El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.

Antes de la propuesta de Rutherford, los físicos aceptaban que las cargas eléctricas en el átomo tenían una distribución más o menos uniforme. Rutherford trató de ver cómo era la dispersión de las partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro muy delgada. Los ángulos resultantes de la desviación de las partículas supuestamente aportarían información sobre cómo era la distribución de carga en los átomos. Era de esperar que, si las cargas estaban distribuidas uniformemente según el modelo atómico de Thomson, la mayoría de las partículas atravesarían la delgada lámina sufriendo sólo ligerísimas deflexiones, siguiendo una trayectoria aproximadamente recta. Aunque esto era cierto para la mayoría de las partículas alfa, un número importante de estas sufrían deflexiones de cerca de 180º, es decir, prácticamente salían rebotadas en dirección opuesta a la incidente.

Rutherford pensó que esta fracción de partículas rebotadas en dirección opuesta podía ser explicada si se suponía la existencia de fuertes concentraciones de carga positiva en el átomo. La mecánica newtoniana en conjunción con la ley de Coulomb predice que el ángulo de deflexión de una partícula alfa relativamente liviana por parte de un átomo de oro más pesado, depende del "parámetro de impacto" o distancia entre la trayectoria de la partícula y el núcleo:^[1]

(1)

Donde:

, siendo la constante dieléctrica del vacío y la carga eléctrica del centro dispersor.

, es la energía cinética inicial de la partícula alfa incidente.

es el parámetro de impacto.

Dado que Rutherford observó una fracción apreciable de partículas "rebotadas" para las cuales el ángulo de deflexión es cercano a χ ≈ π, de la relación inversa a (1):

(2)

se deduce que el parámetro de impacto debe ser bastante menor que el radio atómico. De hecho el parámetro de impacto necesario para obtener una fracción apreciable de partículas "rebotadas" sirvió para hacer una estimación del tamaño del núcleo atómico, que resulta ser unas cien mil veces más pequeño que el diámetro atómico.

Importancia del modelo y limitaciones

La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez la existencia de un núcleo en el átomo (término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos). Lo que Rutherford 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. 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 cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó 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 sería 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 10 ^{− 10}s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.^[2] Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.

Según Rutherford, las órbitas 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 está prácticamente vacío.

THOMPSON
El modelo atómico de Thompson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón^[1] en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudin de pasas.^[2] Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.

Experimento de Thompson

El científico inglés Sir Joseph John Thompson (1856-1940), conocido como “(J.J)” Thompson a finales del siglo XIX (entonces director del famoso laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge), determinó de una manera directa la relación de las partículas (corpúsculos) que componen los rayos catódicos sugiriendo además que esas partículas llamadas posteriormente electrones eran un constituyente fundamental de los átomos, cerrando con ello la controversia científica, mantenida en esa época sobre la naturaleza de los mismos.

El instrumento que J.J. Thompson empleó para determinar la relación carga-masa ( ) de los rayos catódicos es el precursor de los actuales tubos de televisión, del osciloscopio, de las pantallas de radar, etc.... El aparato consistía en un tubo de descarga de vidrio en el que se había hecho un vacío elevado, disponiendo en su interior de varios electrodos metálicos (cátodo, ánodo), dos ánodos de colimación (A1 y A2) que permiten generar un fino haz de rayos catódicos, los cuales son acelerados por la aplicación de un alto voltaje entre cátodo y el ánodo, pasando los mismos entre dos placas paralelas construidas en el tubo. La aplicación de un voltaje a esas placas produce un campo eléctrico ( ) y con un imán se produce un campo magnético ( ) en dirección perpendicular al campo eléctrico; como veremos posteriormente este ordenamiento actúa como un selector de velocidad. Situada en el extremo opuesto del tubo se situaba una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc, para detectar el punto de incidencia del haz de rayos catódicos, pudiendo medir con ello la desviación de su trayectoria rectilínea.

Veamos como utilizando este aparato J.J. Thompson determinó experimental mente la relación carga-masa del electrón

Dalton

En 1808 Dalton formuló su teoría atómica, teoría que rompía con todas las ideas tradicionales (Demócrito, Leucipo).

Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos

Postulados

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:^[]

1. La  materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
3. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
7. Éxitos del modelo

• El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.
• Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.
• En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria.