Limitaciones del modelo atómico de rutherford

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Limitaciones del Modelo Atómico de Rutherford
Según el modelo atómico de Rutherford, los electrones se mueven en órbitas circulares y tienen una aceleración normal. Pero según los principios del electromagnetismo clásico, una carga eléctrica en movimiento acelerado emite energía; por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral hasta chocar con el núcleo, y esto supondría unapérdida continua de energía y haría que el átomo fuera muy inestable en la realidad, cosa que no ocurre en la realidad.

 Por otro lado, el electrón pasaría por todas las órbitas posibles describiendo una espiral alrededor del núcleo; y por tanto, la radiación emitida debería de ser continua. Sin embargo, los espectros de emisión de los elementos son discontinuos.

Antes que Bohr lograraexplicar las líneas espectrales del hidrógeno, el maestro suizo de dibujo de una escuela de Basilea Johann Jakob Balmer, logró establecer en 1885, una simple relación numérica, que ligaba las longitudes de onda de las rayas espectrales del átomo de hidrógeno.

En este descubrimiento, originado en tanteos aritméticos y pitagóricos se escondían conocimientos que este profesor estaba lejos desospechar. Su fórmula, generalizada por su compatriota Walter Ritz (1908), permitió prever, no sólo la sucesión de las líneas en el espectro visible, sino también series de ellas en el espectro invisible (ultravioleta e infrarrojo) del hidrógeno.

Esta fórmula matemática relacionaba las longitudes de onda de las líneas prominentes en el espectro visible y en el cercano al ultravioleta del gas hidrógeno.(El hidrógeno tiene uno de los espectros atómicos más simples.) La fórmula de Balmer para la longitud de onda λ de las líneas de hidrógeno es

λ=Bm2m2-n2
Donde B=364.56 nm, n=2 y m es un entero que toma los valores: 3, 4, 5, 6,... Las líneas correspondientes que se observan en el espectro visible delhidrógeno se denominan Series de Balmer.
Al dar a conocer su fórmula, Balmer sugirió que quizá fuera un caso especial de alguna fórmula más general que se aplicara a otras series de líneas en otros elementos. El espectroscopista sueco Johannes Robert Rydberg inició entonces la búsqueda de una fórmula con dichas características.
En 1889, a partir de la gran cantidad de datos disponibles, Rydbergencontró varias series espectrales que encajaban en una fórmula empírica que él demostró era equivalente a la fórmula de Balmer. La fórmula de Rydberg puede escribirse para producir el recíproco de la longitud de onda de la luz emitida como:
1λ=RH1l2-1n2 siendo l < n
Donde RH es la constante de Rydberg= 10 973 758,306 m-1, l y n son númerosenteros. Para la serie de Balmer, l = 2 y n toma los valores de 3, 4, 5, 6… A medida que n1 se vuelve más grande, las líneas convergen hacia un límite de la serie.

La incapacidad de las leyes clásicas (mecánicas o electromagnéticas) para interpretar los espectros emitidos por los átomos incandescentes, era un índice de la invalidez de leyes anteriores en el interior del átomo. El modelo deRutherford había asimilado el átomo a un sistema planetario, pero Bohr tuvo el coraje de introducir el cuanto elemental de Planck, la constante h, y adoptar postulados cuya justificación sería su extraordinario éxito.

Bohr para desarrollar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éstemodelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo.

Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de «número cuántico principal», se representa con la letra "n"; y  toma valores desde 1 hasta 7.
De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a...
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