Modelos atómicos clásicos

Cuando John Dalton propuso su modelo atómico en $1808$, imaginó los átomos como diminutas esferas macizas. Explica con tus palabras las dos ideas principales de su modelo: qué es un átomo según Dalton y en qué se diferencian los átomos de un elemento de los de otro elemento distinto.

En $1897$, J. J. Thomson experimentó con tubos de rayos catódicos, unos tubos de vidrio casi vacíos con dos electrodos conectados a un voltaje muy alto. El esquema de uno de esos tubos se muestra en la figura.

¿Qué partícula descubrió Thomson gracias a esos experimentos? ¿Qué carga eléctrica tiene esa partícula y de dónde salía, según su interpretación?

En $1911$, Rutherford y sus colaboradores bombardearon una lámina de oro finísima con partículas $\alpha$, que tienen carga positiva. ¿Qué les ocurrió a la inmensa mayoría de las partículas al llegar a la lámina? ¿Qué conclusión sacó Rutherford sobre cómo es el interior del átomo?

Según la física clásica, un electrón que gira alrededor del núcleo debería perder energía continuamente emitiendo luz y acabar cayendo sobre el núcleo en una fracción de segundo: el modelo de Rutherford hacía los átomos inestables.

1. a) ¿Qué postuló Bohr sobre las «órbitas estacionarias» para evitar esa catástrofe?
2. b) ¿Qué significa que Bohr introdujera un «postulado» en lugar de deducirlo de las leyes conocidas? ¿Qué justifica aceptar un postulado nuevo en ciencia?
3. c) ¿Qué hecho experimental, inexplicable para el modelo de Rutherford, sí explicaba el modelo de Bohr gracias a sus niveles de energía?

En $1913$, Niels Bohr aplicó las nuevas ideas cuánticas al átomo de hidrógeno. Explica qué postuló Bohr sobre las órbitas de los electrones y qué ocurre, según su modelo, cuando un electrón salta de una órbita permitida a otra inferior.

Un tubo de descarga lleno de hidrógeno brilla con una luz rosada que, vista a través de un espectroscopio, se separa en unas pocas líneas de colores bien definidas. Observa el montaje en la figura:

1. a) Explica, con ayuda del modelo de Bohr, por qué el hidrógeno emite solo ciertos colores y no un arcoíris continuo.
2. b) ¿Qué relación hay entre la energía del salto del electrón y el color de la línea emitida?

Según el modelo de Bohr, los tres primeros niveles de energía del hidrógeno son $E_1 = -13,6\ \text{eV}$, $E_2 = -3,4\ \text{eV}$ y $E_3 = -1,5\ \text{eV}$. Cuando un electrón cae de un nivel a otro inferior, emite un fotón cuya energía es exactamente la diferencia entre ambos niveles. La figura muestra los tres niveles y las dos transiciones.

1. a) Calcula la energía del fotón emitido en las transiciones $E_3 \rightarrow E_2$ y $E_2 \rightarrow E_1$.
2. b) ¿Cuál de los dos fotones es más energético? Sabiendo que a mayor energía del fotón corresponde mayor frecuencia de la luz, ¿cuál de las dos luces emitidas tiene mayor frecuencia?
3. c) Explica, a partir de estos resultados, por qué el espectro del hidrógeno está formado por líneas separadas y no es continuo.

Los fuegos artificiales deben sus colores a las sales que llevan: el estroncio da luz roja, el sodio, amarilla, y el cobre, azul verde. Cada elemento, al calentarse, emite luz de unos colores característicos que forman su espectro de emisión. Explica qué es el espectro de un elemento y por qué se dice que es como su huella dactilar.

En $1868$, al estudiar el espectro de la luz del Sol durante un eclipse, se observó una línea amarilla que no correspondía a ningún elemento conocido en la Tierra. Se propuso que pertenecía a un elemento nuevo, bautizado helio, del griego helios, «Sol».

1. a) Explica cómo es posible conocer la composición química de una estrella sin traer muestras de ella.
2. b) ¿Qué tiene que ver este descubrimiento con la idea de que cada elemento posee un espectro característico?

La serie de Balmer del hidrógeno cumple la fórmula

$\frac{1}{\lambda} = R_{\text{H}}\cdot\left(\frac{1}{2^2} - \frac{1}{n^2}\right)$, con $R_{\text{H}} = 1,097\cdot10^{7}\ \text{m}^{-1}$ y $n = 3, 4, 5\dots$

1. a) Calcula la longitud de onda $\lambda$ para $n = 3$ y exprésala en $\text{nm}$. ¿A qué color del espectro visible corresponde, aproximadamente?
2. b) Repite el cálculo para $n = 4$.
3. c) ¿Qué les ocurre a las longitudes de onda cuando $n$ crece? Calcula el valor límite para $n \rightarrow \infty$ y explica por qué las líneas de la serie se van juntando cada vez más.

En una línea del tiempo del aula de Física aparecen estos hitos desordenados: modelo de Rutherford ($1911$), modelo de Dalton ($1808$), modelo de Bohr ($1913$) y modelo de Thomson ($1897$). Ordena los cuatro modelos del más antiguo al más moderno y escribe el nombre popular con el que se conoce el modelo de Thomson.

Una revista de divulgación publica cuatro citas sin decir quién las escribió. Atribuye cada una a Dalton, Thomson, Rutherford o Bohr:

1. a) «El átomo es una esfera maciza e indivisible.»
2. b) «El átomo es una esfera de carga positiva con los electrones incrustados en ella.»
3. c) «La carga positiva y casi toda la masa se concentran en un núcleo diminuto.»
4. d) «Los electrones solo pueden ocupar ciertas órbitas, con energías bien definidas.»

En $1932$, Chadwick bombardeó berilio con partículas $\alpha$ y obtuvo una radiación muy penetrante que no se desviaba con campos eléctricos y que era capaz de arrancar protones de una lámina de parafina: había descubierto el neutrón. El montaje del experimento se muestra en la figura.

1. a) ¿Por qué una radiación sin carga no se desvía con campos eléctricos?
2. b) Razona por qué el neutrón fue mucho más difícil de detectar que el electrón o que la partícula $\alpha$.
3. c) Los núcleos conocidos pesaban más del doble de lo que pesarían si solo contuvieran protones: explica cómo el descubrimiento del neutrón resolvió ese problema del modelo nuclear.