Robert A. MILLIKAN (1906‐1914)

Modelo atómico de Rutherford

- Todo átomo está formado por un núcleoy corteza.

- El núcleo, muy pesado, y de muy pequeñotamaño, formado por un número de protonesigual al NÚMERO ATÓMICO, donde seconcentra toda la masa atómicaconcentra toda la masa atómica.

- Existiendo un gran espacio vacío entre elnúcleo y la corteza donde se mueven los

l t

El modelo del átomo de RUTHERFORD: con los

electrones.

El modelo del átomo de RUTHERFORD: con losprotones en el núcleo y los electrones girandoalrededor.

Ú ÓÚ ÓNÚMERO ATÓMICO= número de protones del núcleo que coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.

NÚMERO ATÓMICO= número de protones del núcleo que coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.

Modelo atómico de Rutherford

- Los electrones se mueven alrededor- Los electrones se mueven alrededorde un nucleo cargado positivamente

-Es análogo al modelo planetario bajola acción de fuerzas gravitacionales

Cuando se confronta con resultados del l t di á i l á i lla electrodinámica y la mecánica elresultado es terrible, debido a que todacarga en movimiento irradia, luegodespués de un tiempo los electronescaerían al núcleo y no había átomos!!

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

El modelo de Thomson se abandonó en 1911, El modelo de Thomson se abandonó en 1911, cuando Rutherford bombardeó una delgada cuando Rutherford bombardeó una delgada

U O

gghoja metálica con un haz de partículas alfa hoja metálica con un haz de partículas alfa cargadas positivamente.cargadas positivamente.

Experimento de dispersión de Rutherford

La mayoría de las La mayoría de las partículas pasan a través partículas pasan a través de la hoja pero unasde la hoja pero unasRutherford

Fuente alfade la hoja, pero unas de la hoja, pero unas cuantas se dispersan en cuantas se dispersan en una dirección hacia atrás.una dirección hacia atrás.

Hoja de oro Pantalla2 MeV < Eα < 9 MeV

El núcleo de un átomoSi los electrones se distribuyeran uniformemente, las Si los electrones se distribuyeran uniformemente, las partículas pasarían rectas a través de un átomo. partículas pasarían rectas a través de un átomo. R th f dR th f d át i bi tát i bi tRutherfordRutherford propuso un átomo que es espacio abierto propuso un átomo que es espacio abierto con carga positiva concentrada en un núcleo muy con carga positiva concentrada en un núcleo muy denso.denso.

Dispersión alfa -

+

-Hoja de oro Pantalla

Los electrones deben orbitar a una distancia para no ser atraídos hacia el Los electrones deben orbitar a una distancia para no ser atraídos hacia el ú l d l átú l d l átnúcleo del átomo.núcleo del átomo.

Órbitas electrónicosConsidere el modelo planetario para los Considere el modelo planetario para los electrones que se mueven en un círculo alrededor electrones que se mueven en un círculo alrededor del núcleo positivo. La figura siguiente es para eldel núcleo positivo. La figura siguiente es para eldel núcleo positivo. La figura siguiente es para el del núcleo positivo. La figura siguiente es para el átomo de hidrógeno.átomo de hidrógeno.

e-Ley de Coulomb:

2eFC centrípeta:

2mvFC

+

- e-

r

204C

eFrπε

=2C

mvFr

=Núcleo

2 2mv e= Radio del átomo Radio del átomo

2er =204r rπε

=de hidrógenode hidrógeno 2

04r

mvπε=

Falla del modelo clásicoCuando un electrón se Cuando un electrón se acelera por la fuerzaacelera por la fuerza

v

+

- e-acelera por la fuerza acelera por la fuerza central, debe radiar central, debe radiar energíaenergía..

+

NúcleoLa pérdida de energía debe La pérdida de energía debe

Maxwell

2

p gp ghacer que la velocidad hacer que la velocidad v v disminuya, lo que envía al disminuya, lo que envía al electrón a chocar en el núcleoelectrón a chocar en el núcleo2

204ermvπε

=electrón a chocar en el núcleo.electrón a chocar en el núcleo.

Esto NO ocurre POR LO CUALEsto NO ocurre POR LO CUALEsto NO ocurre POR LO CUAL Esto NO ocurre POR LO CUAL el átomo de el átomo de RutherfordRutherford falla.falla.

Modelo atómico de Bohr ‐ 1913

-Solucionó el problema para el caso de 1electrón.

-Es análogo al modelo planetario bajo laacción de fuerzas gravitacionales

Niels Bohr (1885-1962)Niels Bohr (1885 1962)

Físico danés

Discípulo de RutherfordDiscípulo de Rutherford

Espectros atómicos

En un espectro de emisión, la luz se separa en En un espectro de emisión, la luz se separa en longitudes de onda características.longitudes de onda características.longitudes de onda características.longitudes de onda características.

E t d i ióE t d i ióEspectro de emisiónEspectro de emisiónGasGas λλ11

λλ22

E t d b ió b b i tE t d b ió b b i t

Espectro de absorciónEspectro de absorción

En un espectro de absorción, un gas absorbe ciertas En un espectro de absorción, un gas absorbe ciertas longitudes de onda, lo que identifica al elemento.longitudes de onda, lo que identifica al elemento.

LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA.LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA.• Una onda electromagnética consiste en la oscilación

d lé t i t éti di ide un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación.p p g

• Viene determinada por su frecuencia “ν” o por su longitud de onda “λ”, relacionadas entre sí por:

=cνλ

LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA.LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA.

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO:Es el conjunto de todas las di i l t éti d d b j l it d dradiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de

ondas (rayos γ 10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)

Espectro continuoEspectro continuo de la luz es la descomposición de la luz en todas sula luz en todas su longitudes de onda mediante un prisma ópticoóptico.

Espectro electromagnéticoEspectro electromagnético.

ν

λ

Espectro atómico de absorciónEspectro atómico de absorción

Cuando la radiación atraviesaCuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro

ticontinuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida.

ESPECTRO DE ABSORCIÓN

Espectro de absorción

ESPECTRO DE EMISIÓNESPECTRO DE EMISIÓNCuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (d lé i(descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda.g

Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que

Espectro de emisión

las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un p pmodelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

TIPO DE TIPO DE RADIACION Intervalos de las longitudes de onda

Rayos Gamma inferiores a 10-2 nanómetros Rayos Gamma inferiores a 10 nanómetros

Rayos X entre 10-2 nanómetros y 15 nanómetros

Ultravioleta entre 15 nanómetros y 4.102 nanómetros

entre 4.102 nanómetros y 7,8.102

ESPECTRO VISIBLE nanómetros(4000 Angstroms y 7800 Angstroms)

Infrarrojo entre 7,8.102 nanómetros y 106Infrarrojo , y

nanómetros

Región de Microondas

entre 106 nanómetros y 3.108

nanómetros

Ondas de Radio mayores de 3.108 nanómetros

ALGUNOS ESPECTROS DE EMISIÓN (ensayo a la llama)

ALGUNOS ESPECTROS DE EMISIÓN (ensayo a la llama)(ensayo a la llama)(ensayo a la llama)

cobaltocobaltocobrecobre

Cada elemento presenta un espectro de emisión diferente identificable a p psimple vista mediante el ensayo a la llama.

TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCKTEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK

La teoría cuántica se refiere a la energía:Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorberse o emitirseenergía, no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que será el equivalente en

í l l át l t i )energía a lo que es el átomo para la materia).

O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba deberá ser un número entero de cuantos

Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe

entero de cuantos.

el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:

E = h · νh: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo ν: frecuencia de la radiación

MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó)MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó)

El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales.

La teoría de Maxwell echaba por tierra el sencillo planteamiento matemático del modelo de RutherfordRutherford.

El estudio de las rayas de los espectros atómicos permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “λ ” (longitud de onda) con cambios energéticos asociados a

saltos entre niveles electrónicos.

La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino queLa teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino que estaba cuantizada en cantidades hν.

Primer postulado

MODELO ATÓMICO DE BÖHRMODELO ATÓMICO DE BÖHR

Segundo postulado

Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momentoAsí el Segundo Postulado nos indica que

pEl electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.

las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h /(2 · π) ÓRBITAS ESTACIONARIAS

Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico principal n.

Tercer Postulado

La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene ydada por la ecuación de Planck:

Ea - Eb = h · νAsí, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro atómico de absorción (o de emisión).

Niveles permitidos según el modelo de Bohr

( )Niveles permitidos según el modelo de Bohr

( )(para el átomo de hidrógeno)(para el átomo de hidrógeno)

n ∞ E 0 J

n = 4 E = –1,36 · 10–19 Jn = 5 E = –0,87 · 10–19 Jn = ∞ E = 0 J

n = 3 E = –2,42 · 10–19 J

Ener

gía

n = 2 E = –5,43 · 10–19 J

E

n = 1 E = –21,76 · 10–19 J

An疝isis energ騁icoAn疝isis energ騁ico

Espectro de emisión para el átomo H

434 nmLongitudes de onda características

653 nm 486 nm 410 nm

nn = 3= 3 nn = 4= 4 nn = 5= 5 nn66

653 nm 486 nm 410 nm

Balmer desarrolló una fórmula matemática, llamadaBalmer desarrolló una fórmula matemática, llamada serie de Balmerserie de Balmer, para, paraBalmer desarrolló una fórmula matemática, llamada Balmer desarrolló una fórmula matemática, llamada serie de Balmerserie de Balmer, para , para predecir las longitudes de onda absorbidas del gas hidrógeno.predecir las longitudes de onda absorbidas del gas hidrógeno.

Ecuación de Balmer: 2

1 1 1 ; 3, 4,5,...4

R nnλ

⎛ ⎞= − =⎜ ⎟

⎝ ⎠R = 1.097 x 107 m-1

Ejemplo 1: Use la ecuación de Balmer para encontrar la longitud de onda de la primera línea (n = 3) en la serie de Balmer ¿Cómode onda de la primera línea (n = 3) en la serie de Balmer. ¿Cómo 

puede encontrar la energía?

⎛ ⎞2 2

1 1 1 ; 32

R nnλ

⎛ ⎞= − =⎜ ⎟⎝ ⎠

R = 1.097 x 107 m-1

⎛ ⎞2 2

1 1 1 1(0.138); 2 3 0.361

R RR

λλ

⎛ ⎞= − = =⎜ ⎟⎝ ⎠

7 -1

10.138(1.097 x 10 m )

λ = λ = 656 nm

La frecuencia y la energía se encuentran a partir de:La frecuencia y la energía se encuentran a partir de:

c = fλ y E = hf

El átomo de BohrLos espectros atómicos indican que los átomos emiten o Los espectros atómicos indican que los átomos emiten o absorben energía en cantidades discretas. En 1913, absorben energía en cantidades discretas. En 1913, NeilsNeilsg ,g ,BohrBohr explicó que la teoría clásica no se aplica al átomo de explicó que la teoría clásica no se aplica al átomo de RutherfordRutherford..

e-Un electrón sólo puedeUn electrón sólo puede

++

Un electrón sólo puede Un electrón sólo puede tener ciertas órbitas y el tener ciertas órbitas y el átomo debe tener niveles átomo debe tener niveles d í d fi idd í d fi id

Órbitas de electrón

de energía definidos que de energía definidos que son análogos a ondas son análogos a ondas estacionarias.estacionarias. Órbitas de electrón

Análisis ondulatorio de órbitasAnálisis ondulatorio de órbitase- Existen órbitas estables para Existen órbitas estables para n n = 4= 4

++

múltiplos enteros de longitudes múltiplos enteros de longitudes de onda de De Broglie.de onda de De Broglie.22ππr =r = nnλλ n =n = 1 2 31 2 3

Órbitas de electrón

22ππr = r = nnλλ n = n = 1,2,3, …1,2,3, …

2 hr nπ =Órbitas de electrón mvAl recordar que la cantidad de movimiento Al recordar que la cantidad de movimiento angular es angular es mvrmvr, , se escribe:se escribe:gg ,,

; 1, 2,3, . . .hL mvr n n= = =

CUANTIZÓEL MOMENTUMCUANTIZÓEL MOMENTUM

; 1, 2,3, . . . 2

L mvr n nπ

El átomo de BohrEl átomo de BohrNiveles de energía,

Un electrón sólo puede tener Un electrón sólo puede tener aquellas órbitas en las que suaquellas órbitas en las que su

++

naquellas órbitas en las que su aquellas órbitas en las que su cantidad de movimiento cantidad de movimiento angular sea:angular sea:

; 1, 2,3, . . . 2hL n n= =

El átomo de Bohr2π

P t l d d B hP t l d d B h C d l t ó bi dC d l t ó bi dPostulado de BohrPostulado de Bohr: Cuando un electrón cambia de una : Cuando un electrón cambia de una órbita a otra, gana o pierde energía igual a la diferencia órbita a otra, gana o pierde energía igual a la diferencia en energía entre los niveles inicial y final.en energía entre los niveles inicial y final.

Átomo de Bohr y radiaciónÁtomo de Bohr y radiación

EmisiónEmisión Cuando un electrón cae a un nivel EmisiónEmisión inferior, se emite radiación; cuando absorbe radiación, el electrón se mueve a un nivel superior.

AbsorciónAbsorción Energía: hf = Ef - Ei

Al combinar la idea de niveles de energía con la teoría clásica, Bohr fue Al combinar la idea de niveles de energía con la teoría clásica, Bohr fue capaz de predecir el radio del átomo de hidrógeno.capaz de predecir el radio del átomo de hidrógeno.

Radio del átomo de hidrógenog

; 1, 2,3,hL mvr n n= = =Radio como Radio como función del nivelfunción del nivel ; 1, 2,3, . . .

2L mvr n n

πfunción del nivel función del nivel energético:energético:

n 2nrmv

=Radio Radio de Bohrde Bohr 2

04ermvπε

=Radio clásicoRadio clásico

Al eliminar Al eliminar rr de estas ecuaciones, se encuentra la de estas ecuaciones, se encuentra la velocidad velocidad vv; la eliminación de ; la eliminación de vv da los posibles radios da los posibles radios rrnn::pp nn

2ev =2 2

0n hr ε=

02nvnhε 2nr meπ

=

Ejemplo 2: Encuentre el radio del átomo deEjemplo 2: Encuentre el radio del átomo de hidrógeno en su estado más estable (n = 1).

2 20

2nn hr

meε

π=

m = 9.1 x 10-31 kg

e = 1.6 x 10-19 Cmeπ

2

22 -12 34 2Nm

C(1) (8.85 x 10 )(6.63 x 10 J s)− ⋅2C

-31 -19 2

( ) ( )( )(9.1 x 10 kg)(1.6 x 10 C)

rπ

=

r = 5.31 x 10-11 m r = 53.1 pm

Energía total de un átomoEnergía total de un átomoLa energía total en el nivel La energía total en el nivel nn es la suma de las energías es la suma de las energías cinética y potencial en dicho nivelcinética y potencial en dicho nivelcinética y potencial en dicho nivel.cinética y potencial en dicho nivel.

221

2; ; 4

eE K U K mv U= + = =204 rπε

Al sustituir Al sustituir v y r v y r se se Pero recuerde que: yyobtiene la expresión obtiene la expresión para la energía para la energía total.total.

2

02nev

nhε=

2 20

2nn hr

meε

π=

0 meπ

4meE =Energía total del átomo Energía total del átomo de hidrógeno para elde hidrógeno para el

2 2 208nEn hε

= −de hidrógeno para el de hidrógeno para el nivel nivel n.n.

Energía para un estado particularEnergía para un estado particularSerá útil simplificar la fórmula de energía para un estado particular mediante la sustitución de constantesparticular mediante la sustitución de constantes.

m = 9.1 x 10-31 kg εo = 8.85 x 10--12 C2/Nm2

e = 1.6 x 10-19 C h = 6.63 x 10-34 J s

4 31 19 4

2

2

4 -31 -19 4

2 2 2 -12 2 2 -34 2C0 Nm

(9.1 x 10 kg)(1.6 x 10 C)8 8(8.85 x 10 ) (6.63 x 10 Js)n

meEn h nε

= − = −

-18

2

2.17 x 10 JnE

n= − 2

13.6 eVnE

n−

=oo

n n

Balmer Revisitado4

2 2 28nmeE

h= −

Energía total del átomo de

Negativa debido a energía externa para 2 2 2

08 n hεhidrógeno para el nivel n.

g pelevar el nivel n.

Cuando un electrón se mueve de un estado inicial niCuando un electrón se mueve de un estado inicial nia un estado final nf, la energía involucrada es:

4 41 1h ⎛ ⎞4 41 1 1me me⎛ ⎞ 4 4

0 2 2 2 2 2 20 0 0

1 1; 8 8f

f

hc me meE E Ehc h n h nλ λ ε ε

⎛ ⎞−= = − = +⎜ ⎟⎜ ⎟

⎝ ⎠2 3 2 2 2 30 0

1 1 1 ; If 8 8f i

me meRh c n n h cλ ε ε

⎛ ⎞= − =⎜ ⎟⎜ ⎟

⎝ ⎠

Ecuación 1 1 1⎛ ⎞Ecuación de Balmer:

7 -12 2

0

1 1 1 ; 1.097 x 10 mf

R Rn nλ

⎛ ⎞= − =⎜ ⎟⎜ ⎟

⎝ ⎠

Niveles de energíaAhora se puede visualizar al átomo de hidrógeno con Ahora se puede visualizar al átomo de hidrógeno con un electrón en muchos niveles de energía posibles.un electrón en muchos niveles de energía posibles.

EmisiónEmisiónLa energía del átomo aumenta en la absorción (nLa energía del átomo aumenta en la absorción (nff > > nnii) y disminuye en la emisión (n) y disminuye en la emisión (nff < n< nii).).

Energía del n-ésimo nivel:

2

13.6 eVEn

−=

AbsorciónAbsorciónnivel:

El cambio en energía del átomo se puede dar en términos de El cambio en energía del átomo se puede dar en términos de los niveles inicial los niveles inicial nnii y final y final nnff ::

1 1⎛ ⎞⎜ ⎟2 2

0

1 113.6 eVf

En n

= − −⎜ ⎟⎜ ⎟⎝ ⎠

Series espectrales para un átomoSeries espectrales para un átomoLa La serie de Lymanserie de Lyman es para transiciones al nivel es para transiciones al nivel n = 1n = 1..

22La La serie de Balmerserie de Balmer es para transiciones al nivel es para transiciones al nivel n = 2n = 2..

La La serie de Pashenserie de Pashenes para transiciones es para transiciones al nivel al nivel n = 3n = 3..La La serie de Brackettserie de Brackettes para transiciones es para transiciones al nivelal nivel n = 4n = 4nn =2=2

n n =1=1

al nivel al nivel n = 4n = 4..n n =2=2

nn =6=6

n n =3=3n n =4=4

nn =5=5 2 2

1 113.6 eVf

En n

⎛ ⎞= − −⎜ ⎟⎜ ⎟

⎝ ⎠n n =6=6n n 55 0fn n⎝ ⎠

Ejemplo 3: ¿Cuál es la energía de un fotón emitido si un j p gelectrón cae del nivel n = 3 al nivel n = 1 para el átomo de 

hidrógeno?

2 20

1 113.6 eVf

En n

⎛ ⎞= − −⎜ ⎟⎜ ⎟

⎝ ⎠

Cambio en energía del átomo.

0f⎝ ⎠

1 113 6 eV 12 1 eVE ⎛ ⎞= − − = −⎜ ⎟ ΔE = -12 1 eV2 213.6 eV 12.1 eV1 3

E = =⎜ ⎟⎝ ⎠

ΔE = -12.1 eV

La energía del átomo disminuye por 12.1 eV conforme se emite un fotón de dicha energía.

Debe demostrar que se requieren 13.6 eV para mover un electrón de n = 1 a n = ∞.

Teoría moderna del átomoTeoría moderna del átomoEl modelo de un electrón como partícula puntual que se mueve en una órbita circular ha experimentado unse mueve en una órbita circular ha experimentado un cambio significativo.

•• El modelo cuántico ahora presenta la ubicación El modelo cuántico ahora presenta la ubicación ppde un electrón como una distribución de de un electrón como una distribución de probabilidad, una nube alrededor del núcleo.probabilidad, una nube alrededor del núcleo.S ú á ti di i lS ú á ti di i l•• Se agregaron números cuánticos adicionales Se agregaron números cuánticos adicionales para describir cosas como forma, orientación para describir cosas como forma, orientación y espín magnético.y espín magnético.y esp ag é coy esp ag é co

•• El principio de exclusión de El principio de exclusión de PauliPauli mostró que mostró que dos electrones en un átomo no pueden existir dos electrones en un átomo no pueden existir ppen el mismo estado exacto.en el mismo estado exacto.

T í tó i d (C t )Teoría atómica moderna (Cont.)

El át d B h l b iliEl át d B h l b ili Aquí el nivel n = 2 del átomo deAquí el nivel n = 2 del átomo deEl átomo de Bohr para el berilio El átomo de Bohr para el berilio sugiere un modelo planetario qeu sugiere un modelo planetario qeu no es estrictamente correcto.no es estrictamente correcto.

Aquí el nivel n = 2 del átomo de Aquí el nivel n = 2 del átomo de hidrógeno se muestra como una hidrógeno se muestra como una distribución de probabilidad.distribución de probabilidad.

ResumenEl d l d B h d l át l l t ó i ó bit i lEl d l d B h d l át l l t ó i ó bit i lEl modelo de Bohr del átomo supone que el electrón sigue una órbita circular El modelo de Bohr del átomo supone que el electrón sigue una órbita circular alrededor de un núcleo positivo.alrededor de un núcleo positivo.

e-

FC

+

-r Radio del átomo de Radio del átomo de

hidrógenohidrógeno2

24ermvπε

=Núcleo 04 mvπε

DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN

• CON EL DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN, SURGIÓ LA Á Ú ÓPREGUNTA: ¿CUÁL ES LA ESTRUCTURA DEL NÚCLEO?¿CÓMO

PUEDEN PERMANECER LOS PROTONES, SIENDO CARGAS DEL MISMO SIGNO, EN UN ESPACIO TAN REDUCIDO?

• EN 1920, RUTHERFORD SUGIRIÓ LA EXISTENCIA DE OTRA PARTÍCULA SIN CARGA A LA QUE LLAMÓ NEUTRÓNOTRA PARTÍCULA SIN CARGA A LA QUE LLAMÓ NEUTRÓN. ENTRE PROTONES Y NEUTRONES EXISTIRÍAN FUERZAS ATRACTIVAS DE UNA NUEVA NATURALEZA (FUERZAS NUCLEARES) QUE SUPERASEN A LAS FUERZAS DE REPULSIÓN ) QELÉCTRICAS ENTRE PROTONES.

DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN

J. Chadwick, 1932

BOMBARDEÓ BERILIO CON PARTÍCULAS α Y DETECTÓ POR PRIMERA VEZ A LOS NEUTRONES YA PREDICHOS EN 1920 POR RUTHERFORD.

LAS PARTÍCULAS FUNDAMENTALES CONSTITUYENTES DEL ÁTOMO DESCUBIERTAS HASTA ESE MOMENTO:

partículapartícula Carga (C)Carga (C) Masa (g)Masa (g) Masa (U)Masa (U)electrónelectrón --1,6.101,6.10--1919 9,1.109,1.10--2828 0,000550,00055

protónprotón 1,6.101,6.10--1919 1,673.101,673.10--2424 1,00761,0076

neutrónneutrón 00 1 675 101 675 10--2424 1 00901 0090neutrónneutrón 00 1,675.101,675.10 2424 1,00901,0090