LIBRO ING
Páginas: 2 (282 palabras)
Publicado: 3 de enero de 2015
TEORÍA DE BOHR
Bohr consiguió aplicar correctamente el espectro del átomo de hidrogeno. Su modelo modifica el átomo de Rutherford al aplicar al átomo a la teoríacuántica de Planck
Siguientes principios:
1. Bohr gracias a la teoría cuántica de Planck , consiguió demostrar que los electrones giran a unas distancias concretasdenominadas orbitas permitidas.
2. Bohr supuso que mientras que un átomo este girando dentro de una de las orbitas permitidas no absorbe ni emite energía, alcontrario que decía la teoría electromagnética de Maxwell.
3. La energía es mayor cuanto mas alejada del núcleo se encuentre.
∆E=(E2-E1) ∆E=h*f ∆E´=h*f´
∆E=variación de energía h=constante de Planck f=frecuencia de la onda
4. Cuando un e- salta de una orbita externa a una orbita interna emite energía en forma de ondaelectromagnética y viceversa, si es de una capa interna a una externa absorbe energía.
5. De todas las orbitas permitidas en el modelo de Rutherford solo seránpermitidas las que sigan la siguiente expresión: 2*PI*R*Mₑ*Vₑ=n*h
r=radio de la orbita
Mₑ=masa del electrón
Vₑ= velocidad del electrón en cada orbita
n=nº cuánticoprincipal(nº naturales)
h= constante de Planck
6. La energía de cada orbita se puede calcular con la siguiente expresión:
E=-k/n*n
k=constante (distinta para cadaelemento)
n=nº cuántico
E=energía de la orbita
Rh (constante del hidrógeno)= 2.18*10^-18
Bohr a partir de un único número cuántico (n) calculo el radio y lasenergías de las orbitas permitidas para el átomo de hidrogeno y calculo las frecuencias a las que debía emitir. Estos datos coincidieron con los experimentales.
Bohr consiguió aplicar correctamente el espectro del átomo de hidrogeno. Su modelo modifica el átomo de Rutherford al aplicar al átomo a la teoríacuántica de Planck
Siguientes principios:
1. Bohr gracias a la teoría cuántica de Planck , consiguió demostrar que los electrones giran a unas distancias concretasdenominadas orbitas permitidas.
2. Bohr supuso que mientras que un átomo este girando dentro de una de las orbitas permitidas no absorbe ni emite energía, alcontrario que decía la teoría electromagnética de Maxwell.
3. La energía es mayor cuanto mas alejada del núcleo se encuentre.
∆E=(E2-E1) ∆E=h*f ∆E´=h*f´
∆E=variación de energía h=constante de Planck f=frecuencia de la onda
4. Cuando un e- salta de una orbita externa a una orbita interna emite energía en forma de ondaelectromagnética y viceversa, si es de una capa interna a una externa absorbe energía.
5. De todas las orbitas permitidas en el modelo de Rutherford solo seránpermitidas las que sigan la siguiente expresión: 2*PI*R*Mₑ*Vₑ=n*h
r=radio de la orbita
Mₑ=masa del electrón
Vₑ= velocidad del electrón en cada orbita
n=nº cuánticoprincipal(nº naturales)
h= constante de Planck
6. La energía de cada orbita se puede calcular con la siguiente expresión:
E=-k/n*n
k=constante (distinta para cadaelemento)
n=nº cuántico
E=energía de la orbita
Rh (constante del hidrógeno)= 2.18*10^-18
Bohr a partir de un único número cuántico (n) calculo el radio y lasenergías de las orbitas permitidas para el átomo de hidrogeno y calculo las frecuencias a las que debía emitir. Estos datos coincidieron con los experimentales.
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