Átomo de bohr
Páginas: 6 (1403 palabras)
Publicado: 9 de septiembre de 2012
El átomo de Bohr
El modelo del átomo nuclear de Rutherford no indica cómo se ordenan los electrones alrededor del núcleo de un átomo. De acuerdo con la física clásica, los electrones estacionarios cargados negativamente deberían ser atraídos por el núcleo cargado positivamente. Esto sugiere que los electrones en un átomo deben estar en movimiento como los planetas en órbitas deberían acercarsecontinuamente y deberían radiar energía. Al perder energía, los electrones deberían acercarse al núcleo con un movimiento en espiral hasta juntarse con el. en 1913, Niels Bohr (1885-1962) resolvió este dilema utilizando la hipótesis cuántica de Planck. Con una mezcla interesante de teoría clásica y cuántica, Bohr postulo que para un átomo de hidrógeno:
1. El electrón se mueve en órbitascirculares alrededor del núcleo movimiento descrito por la física clásica.
2. El electrón solo tiene un conjunto de orbitas permitidas, llamados estados estacionarios. Las órbitas permitidas son aquellas en las que ciertas propiedades del electrón tienen determinados valores. Aunque la teoría clásica predice otra cosa, mientras un electrón permanece en una órbita dada, su energía es constante y no emiteenergía. La propiedad del electrón que tiene permitidos solo ciertos valores y conduce únicamente a un conjunto discreto de órbitas permitidas, se denomina momento angular.
Sus posibles valores son nh/2π, donde n debe ser un numero entero. Así, los numeros cuanticos van aumentando: n = 1 para la primera órbita; n = 2 para la segunda y asi sucesivamente.
3. Un electrón puede pasar solamente deuna orbita permitida a otra. En estas transiciones están implicadas cantidades discretas y fijas de energía (cuantos) absorbida o emitida.
Los estados permitidos para el electrón se numeran, n=1, n=2, n=3 y así sucesivamente. Estos números enteros, que surgen del postulado de Bohr que dice que solo están permitidos ciertos valores para el momento angular del electron, se denominan númeroscuánticos.
La teoría de Bohr predice que los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno.
rn = n2a0, donde n = 1, 2, 3,... y a0 = 53 pm (0,53 A)
La teoria tambien nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y lo que es mas importante, la energía. Por convenio, cuando el electrón esta separado del nucleo se dice que esta en el cero de energía. Cuando un electrónlibre es atraído por el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa y su valor asciende a:
En = -RH/n2
RH es una constante numérica con un valor de 2,79 X 10-18J.
Esta representación se llama Diagrama de niveles de energía.
Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita mas próxima al núcleo (n = 1). Esta energía es la energíapermitida mas baja, o el estado fundamental.
Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel mas alto (n = 2, 3, ...) y el átomo se encuentra en un estado excitado. Cuando el electrón cae desde una órbita a otra de un numero alto a otra de numero mas bajo, se emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia entre la energía de los dos niveles. Podemos utilizar la Ecuaciónya expresada para obtener una energía de los dos niveles, donde nf es el nivel final y ni, es el inicial.
ΔE = Ef - Ei = -RH/n2f - -RG/n21 = RH (1/n2i - 1/n2f) = 2,179 X 10-18J (1/n2i - 1/n2f).
La energía del foton, Efoton = hv y Efoton = lΔEl = Efotonn = hv donde lΔEl representa la magnitud diferencia de energía entre los niveles de energía implicados la transición electrónica.
Lasdiferencias entre los niveles de energía están limitadas en numero, también están limitadas las energías de los fotos emitidos. Por lo tanto, solo se observan ciertas longitudes de onda,
frecuencias, en las lineas espectrales.
La teoría de Bohr y la electroscopio
La teoría de Bohr proporciona un modelo para comprender los espectros de emisión de los átomos. Los espectros de emisión se...
El modelo del átomo nuclear de Rutherford no indica cómo se ordenan los electrones alrededor del núcleo de un átomo. De acuerdo con la física clásica, los electrones estacionarios cargados negativamente deberían ser atraídos por el núcleo cargado positivamente. Esto sugiere que los electrones en un átomo deben estar en movimiento como los planetas en órbitas deberían acercarsecontinuamente y deberían radiar energía. Al perder energía, los electrones deberían acercarse al núcleo con un movimiento en espiral hasta juntarse con el. en 1913, Niels Bohr (1885-1962) resolvió este dilema utilizando la hipótesis cuántica de Planck. Con una mezcla interesante de teoría clásica y cuántica, Bohr postulo que para un átomo de hidrógeno:
1. El electrón se mueve en órbitascirculares alrededor del núcleo movimiento descrito por la física clásica.
2. El electrón solo tiene un conjunto de orbitas permitidas, llamados estados estacionarios. Las órbitas permitidas son aquellas en las que ciertas propiedades del electrón tienen determinados valores. Aunque la teoría clásica predice otra cosa, mientras un electrón permanece en una órbita dada, su energía es constante y no emiteenergía. La propiedad del electrón que tiene permitidos solo ciertos valores y conduce únicamente a un conjunto discreto de órbitas permitidas, se denomina momento angular.
Sus posibles valores son nh/2π, donde n debe ser un numero entero. Así, los numeros cuanticos van aumentando: n = 1 para la primera órbita; n = 2 para la segunda y asi sucesivamente.
3. Un electrón puede pasar solamente deuna orbita permitida a otra. En estas transiciones están implicadas cantidades discretas y fijas de energía (cuantos) absorbida o emitida.
Los estados permitidos para el electrón se numeran, n=1, n=2, n=3 y así sucesivamente. Estos números enteros, que surgen del postulado de Bohr que dice que solo están permitidos ciertos valores para el momento angular del electron, se denominan númeroscuánticos.
La teoría de Bohr predice que los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno.
rn = n2a0, donde n = 1, 2, 3,... y a0 = 53 pm (0,53 A)
La teoria tambien nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y lo que es mas importante, la energía. Por convenio, cuando el electrón esta separado del nucleo se dice que esta en el cero de energía. Cuando un electrónlibre es atraído por el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa y su valor asciende a:
En = -RH/n2
RH es una constante numérica con un valor de 2,79 X 10-18J.
Esta representación se llama Diagrama de niveles de energía.
Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita mas próxima al núcleo (n = 1). Esta energía es la energíapermitida mas baja, o el estado fundamental.
Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel mas alto (n = 2, 3, ...) y el átomo se encuentra en un estado excitado. Cuando el electrón cae desde una órbita a otra de un numero alto a otra de numero mas bajo, se emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia entre la energía de los dos niveles. Podemos utilizar la Ecuaciónya expresada para obtener una energía de los dos niveles, donde nf es el nivel final y ni, es el inicial.
ΔE = Ef - Ei = -RH/n2f - -RG/n21 = RH (1/n2i - 1/n2f) = 2,179 X 10-18J (1/n2i - 1/n2f).
La energía del foton, Efoton = hv y Efoton = lΔEl = Efotonn = hv donde lΔEl representa la magnitud diferencia de energía entre los niveles de energía implicados la transición electrónica.
Lasdiferencias entre los niveles de energía están limitadas en numero, también están limitadas las energías de los fotos emitidos. Por lo tanto, solo se observan ciertas longitudes de onda,
frecuencias, en las lineas espectrales.
La teoría de Bohr y la electroscopio
La teoría de Bohr proporciona un modelo para comprender los espectros de emisión de los átomos. Los espectros de emisión se...
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