MODELO ATOMICO DE BORH

1. MODELO ATOMICO DE BORH

2. ANTECEDENTES • MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD • Una vez asumida la existencia de protones y electrones, rutherford comenzó a estudiar la localización y estructura de estos dentro del átomo.En 1911, rutherford bombardeó un fina lamina de oro con partículas alfa, colocando una panel de sulfuro de zinc fluorescente detrás donde poder observar en qué medida eras las partículas dispersas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina sin cambiar de dirección. Sin embargo algunas partículas sufrían desviaciones considerables y una mínima parte incluso rebotaban y volvían hacia atrás.

3. MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Lord Rutherford propuso en el 1.911 este modelo de átomo: • El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo. • Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo. • Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo. • El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces menor)

4. Inconvenientes del modelo de Rutherford A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba dos graves inconvenientes: • Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales, una partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía electromagnética. • Según el enunciado anterior los espectros atómicos debería ser continuos, ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por líneas de una frecuencia determinada

5. MODELO ATOMICO DE BORH • El físico danés MeilsBohn presento el primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la energía. Supero las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. No hay ninguna razón, decidió Bohr, para esperar que los electrones en los átomos radien energía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional. Igualmente los espectros atómicos de absorción y emisión de lineas eran indicativos de que los átomos, y más concretamente los electrones, eran capaces de absorber o emitir cuantos de energía en determinadas condiciones • La teoría de los cuantos de Planck la aporto a Bohr dos ideas: • Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de energía (están cuantizados) • Sólo se emite radiacción cuando el oscilador pasa de un estado cuantizado a otro de mayor energía.

6. Postulados de Borh • El átomo de hidrogeno esta constituido por un núcleo con carga + Ze y un electrón ligado a el mediane fuerzas • Existe, para el atomo, un conjunto discreto de estados energeticos en los cuales el electron puede moverse sin emitir radiacionelectromagnetica. Estos estados se denominan estados estacionarios y en ellos la energia es constante. • En los estados estacionarios el momento angular del electron (L) es igual a un multiplo entero n de la constante de planck h divida por 2π: Así el electrón solamente puede ubicarse en ciertas orbitas cuyos radios están determinados por la condición anterior; esto es: • Cuando un electron realiza una transicion de un estado estacionario de energiaEi a otro de energiaEf emite (o absorbe) radiación electromagnética de frecuencia v dada la relacion:

7. Si el electrón describe una órbita circular de radio r, por la dinámica del movimiento circular uniforme Los radios de las órbitas permitidas son donde a0 se denomina radio de Bohr. a0 es el radio de la órbita del electrón del átomo de Hidrógeno Z=1 en su estado fundamental n=1. La energía total es: En una órbita circular, la energía total E es la mitad de la energía potencial:

8. La primera energía de excitación es la que lleva a un átomo de su estado fundamental a su primer (o más bajo) estado excitado. La energía del estado fundamental se obtiene con n=1, E1= -13.6 eV y la del primer estado excitado con n=2, E2=-3.4 eV. Las energías se suelen expresar en electrón-voltios (1eV=1.6 10-19 J) La frecuencia f de la radiación emitida cuando el electrón pasa del estado excitado E2 al fundamental E1 es

9. Cada línea del espectro corresponde a la emisión de un fotón debida a una transición de un electrón entre dos niveles atómicos transiciones desde (o hasta) un mismo nivel constituyen una serie.

11. En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en ORBITAS ELIPTICAS.