Química básica
Páginas: 22 (5274 palabras)
Publicado: 22 de junio de 2015
Química Básica. Unidad I
1.1 ANTECEDENTES.
1.1.1 EL MODELO ÁTOMICO DE BOHR:
El descubrimiento de Rutherford sobre la naturaleza nuclear del átomo sugiere que el átomo puede considerarse como un “sistema solar microscópico” en el que los electrones orbitan alrededor del núcleo. Para explicar el espectro de líneas del hidrogeno, Bohr asumió que los electrones se movían en orbitas circularesalrededor del núcleo. Sin embargo, de acuerdo con la física clásica, una partícula cargada eléctricamente (como un electrón) que se mueve en una trayectoria circular debe perder continuamente energía mediante la emisión de radiación electromagnética. Al perder energía, el electrón debe caer en espiral dentro del núcleo cargado positivamente. Es evidente que la caída en espiral no ocurre, ya que losátomos del hidrogeno son estables.
Entonces para explicar la aparente violación a las leyes de la física Bohr abordo este problema de forma similar a Planck con el problema sobre la naturaleza de la radiación emitida por objetos calientes: Bohr asumió que las leyes de la física que prevalecían eran inadecuadas para describir todos los aspectos de los átomos. Además Bohr adopto la idea de Planck deque las energías están cuantizadas.
Bohr baso su modelo en tres postulados:
1.- Solo las orbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, son permitidas para el electrón de un átomo de hidrogeno.
2.-Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y es un estado de energía “permitido”. Un electrón en un estado de energía permitido no irradiaría energíay, por lo tanto, no caerá en espiral dentro del núcleo.
3.- La energía es emitida o absorbida por un electrón solo cuando el electrón cambie de un estado de energía permitido hacia otro. Esta energía es emitida o absorbida como un fotón, E=hv.
LOS ESTADOS DE ENERGIA DEL ATOMO DE HIDROGENO:
A partir de sus tres postulados y utilizando las ecuaciones clásicas de movimiento y de interacción decargas eléctricas, Bohr calculo las energías correspondientes a cada orbita permitida para el electrón del átomo de hidrogeno. Al final, las energías que Bohr cálculo se ajustaron a la formula
En esta ecuación, h, c y RH son la constante de Planck, la velocidad de la luz, y la constante de Rydberg, respectivamente. El producto de estas tres constantes es igual a J. El entero n, el cual puede tenervalores enteros de 1, 2, 3,… hasta infinito, se conoce como número cuántico principal. Cada orbita corresponde a un valor diferente de n, y el radio de la órbita se hace más grande conforme n se incrementa, Por lo tanto, la primera orbita permitida (la más cercana al núcleo) tiene n=1, la siguiente orbita permitida (la segunda más cercana al núcleo tiene n=2, y así sucesivamente. El electrón enel átomo de hidrogeno puede estar en cualquier orbita permitida. La ecuación nos indica que la energía que el electrón tendrá, dependerá de la órbita en la que se encuentre.
Las energías del electrón del átomo de hidrogeno dadas por la ecuación son valores negativos para todos los valores de n. Entre más baja sea la energía (más negativa), El átomo será más estable. La energía más baja (másnegativa) corresponde a n=1. Conforme n aumenta, la energía se vuelve sucesivamente menos negativa y, por lo tanto, aumenta. Al estado de menor energía (n=1) se le conoce como estado basal del átomo. Cuando el electrón se encuentra en una órbita de mayor energía, (n=2) o mayor, se dice que el átomo se encuentra en un estado excitado.
Cuando el radio de la órbita con la energía conforme a n se haceinfinitamente grande llegamos a un punto en el que el electrón está separado por completo de núcleo. Cuando n=∞, la energía es cero.
En su tercer postulado, Bohr asumió que el electrón podía “pasar” de un estado de energía permitido hacia otro absorbiendo o emitiendo fotones cuya energía radiante correspondiera exactamente a la diferencia de energía entre los dos estados. La energía debe ser...
1.1 ANTECEDENTES.
1.1.1 EL MODELO ÁTOMICO DE BOHR:
El descubrimiento de Rutherford sobre la naturaleza nuclear del átomo sugiere que el átomo puede considerarse como un “sistema solar microscópico” en el que los electrones orbitan alrededor del núcleo. Para explicar el espectro de líneas del hidrogeno, Bohr asumió que los electrones se movían en orbitas circularesalrededor del núcleo. Sin embargo, de acuerdo con la física clásica, una partícula cargada eléctricamente (como un electrón) que se mueve en una trayectoria circular debe perder continuamente energía mediante la emisión de radiación electromagnética. Al perder energía, el electrón debe caer en espiral dentro del núcleo cargado positivamente. Es evidente que la caída en espiral no ocurre, ya que losátomos del hidrogeno son estables.
Entonces para explicar la aparente violación a las leyes de la física Bohr abordo este problema de forma similar a Planck con el problema sobre la naturaleza de la radiación emitida por objetos calientes: Bohr asumió que las leyes de la física que prevalecían eran inadecuadas para describir todos los aspectos de los átomos. Además Bohr adopto la idea de Planck deque las energías están cuantizadas.
Bohr baso su modelo en tres postulados:
1.- Solo las orbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, son permitidas para el electrón de un átomo de hidrogeno.
2.-Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y es un estado de energía “permitido”. Un electrón en un estado de energía permitido no irradiaría energíay, por lo tanto, no caerá en espiral dentro del núcleo.
3.- La energía es emitida o absorbida por un electrón solo cuando el electrón cambie de un estado de energía permitido hacia otro. Esta energía es emitida o absorbida como un fotón, E=hv.
LOS ESTADOS DE ENERGIA DEL ATOMO DE HIDROGENO:
A partir de sus tres postulados y utilizando las ecuaciones clásicas de movimiento y de interacción decargas eléctricas, Bohr calculo las energías correspondientes a cada orbita permitida para el electrón del átomo de hidrogeno. Al final, las energías que Bohr cálculo se ajustaron a la formula
En esta ecuación, h, c y RH son la constante de Planck, la velocidad de la luz, y la constante de Rydberg, respectivamente. El producto de estas tres constantes es igual a J. El entero n, el cual puede tenervalores enteros de 1, 2, 3,… hasta infinito, se conoce como número cuántico principal. Cada orbita corresponde a un valor diferente de n, y el radio de la órbita se hace más grande conforme n se incrementa, Por lo tanto, la primera orbita permitida (la más cercana al núcleo) tiene n=1, la siguiente orbita permitida (la segunda más cercana al núcleo tiene n=2, y así sucesivamente. El electrón enel átomo de hidrogeno puede estar en cualquier orbita permitida. La ecuación nos indica que la energía que el electrón tendrá, dependerá de la órbita en la que se encuentre.
Las energías del electrón del átomo de hidrogeno dadas por la ecuación son valores negativos para todos los valores de n. Entre más baja sea la energía (más negativa), El átomo será más estable. La energía más baja (másnegativa) corresponde a n=1. Conforme n aumenta, la energía se vuelve sucesivamente menos negativa y, por lo tanto, aumenta. Al estado de menor energía (n=1) se le conoce como estado basal del átomo. Cuando el electrón se encuentra en una órbita de mayor energía, (n=2) o mayor, se dice que el átomo se encuentra en un estado excitado.
Cuando el radio de la órbita con la energía conforme a n se haceinfinitamente grande llegamos a un punto en el que el electrón está separado por completo de núcleo. Cuando n=∞, la energía es cero.
En su tercer postulado, Bohr asumió que el electrón podía “pasar” de un estado de energía permitido hacia otro absorbiendo o emitiendo fotones cuya energía radiante correspondiera exactamente a la diferencia de energía entre los dos estados. La energía debe ser...
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