Modelo Atomico de Bohr

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Modelo atómico de Bohr
1913
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso
ESPECTROS DE EMISIÓN (EE)
Son las radiaciones emitidas por las sustancias, en forma continua o en forma delíneas. Los EE de átomos gaseosos emiten luz sólo a longitudes específicas (espectro de líneas).
El primer éxito de la Teoría de Bohr fue la explicación de la emisión de luz, o espectro, de los átomos. La fuente de luz es una descarga eléctrica a través del gas en estudio.
En el caso del H2, se lo bombardeo con electrones produciendo átomos de H. Los átomos de H adquieren E que es irradiada como luzvisible, UV e IR. La luz del tubo de descarga pasa por una rendija y un prisma la dispersa en diferentes longitudes y aparecen como líneas sobre la placa fotografica

Bohr empleó la teoría cuántica de Planck para explicar el espectro de líneas del átomo de H. El sostenía que las absorciones y las emisiones de luz del átomo de H correspondía a cambios de E de los e- dentro de los átomos.Postulados de Bohr:
1. En un átomo, el e- tiene únicamente ciertos estados definidos estacionarios de movimiento que le son permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tiene una energía fija y definida.
2. Cuando un átomo está en un estado estacionario, no irradia; pero al cambiar de un estado de alta E a uno de menor E, el átomo emite un cuanto de radiación cuya E, h.ν ,es igual a ladiferencia de E entre ambos estados.
3. En cualquiera de estos estados, el e- se mueve siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
4. Los estados de movimiento electrónico permitidos son aquellos en los cuales el momento angular del es un múltiplo entero de h/2π.

Bohr estableció que únicamente son posibles aquellas órbitas con ciertas energías y dependen las E de n para el caso del H (Z = 1).Las E son negativas porque Ee- < Ee- libre la que se toma como cero (arbitrario).
El nivel más bajo de E del átomo es n = 1, cuando el número cuántico aumenta, E se hace menos negativa.
A medida que el e- se cerca al núcleo (n disminuye) En se hace más grande en valor absoluto, pero se vuelve más negativo.
El valor es más negativo (más chico) se alcanza cuando n=1, lo que corresponde a laórbita más estable, la que se denomina estado o nivel basal o fundamental que es el estado de mínima energía de un sistema. La estabilidad del e- disminuye de n = 2, 3... y se llaman estados excitados con mayor energía que el estado fundamental.
Segundo postulado, la E de cualquier fotón irradiado por el átomo debería ser igual a la diferencia entre la E de los dos niveles.
hν = Ef – Ei

Elespectro de emisión del H cubre un amplio rango de λ desde el UV, visible e IR.
Cada línea horizontal se llama nivel energético. La posición del nivel energético medida en la escala de E, muestra la energía asociada con una órbita particular.
Las órbitas se identifican por su número cuántico principal.

NATURALEZA DUAL DEL ELECTRÓN
En 1924, de Broglie propuso que si las ondas luminosas se puedencomportar como un rayo de partículas (fotones), tal vez las partículas como los electrones puedan tener propiedades de ondulatorias y dijo:
"Las propiedades ondulatorias de la radiación electromagnéticas pueden asociarse con las partículas extremadamente pequeñas que se mueven a gran velocidad, como el electrón".
Entonces, argumentó que si el electrón se comporta como una onda en el átomo dehidrógeno, la λ debe caer exactamente dentro de la circunferencia de la órbita. De no ser así, la onda se cancela.

En consecuencia, a cada electrón se puede asociar a una longitud de onda, que se calcula combinando:
E = h . ν (ecuación de Planck)
E = m . c2 ( ecuación de Einstein)
h . ν = m . c2 h = m. c . c / ν h = m. c. λ λ = h / m c
para una partícula de velocidad v : λ = h / m . v
Esta...
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