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Páginas: 6 (1451 palabras)
Publicado: 27 de febrero de 2015
UNIDAD 1: TEORÌA CUÀNTICA Y ESTRUCTURA ATÒMICA.
1.2.- ÀTOMO DE BOHR.
1.2.1.- APORTACIONES DE BORH AL MODELO MECÀNICOCUÀNTICO.
La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se averiguó observando la interacción de la radiaciónelectromagnética con la materia.
Sabemos que el espectro de un elemento químico es característico de éste y que del análisis espectroscópico de una muestra puede deducirse su composición.
El origen de los espectros era desconocido hasta que la teoría atómica asoció la emisión de radiación por parte de los átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la queéstos se encuentran del núcleo.
El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados:
Primer Postulado:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía.
Segundo Postulado:
Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angulardel electrón es un múltiplo entero de h/2p.
Siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3,...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.
M v r nh/2
Nota: El momento angular (L) de una partícula incluyelas magnitudes que caracterizan a una partícula que gira: su masa, su velocidad y la distancia al centro de giro. Para una partícula de masa m que gire con velocidad v describiendo una circunferencia de radio r, el momento angular viene dado por: L = m v r.
El número, n, que determina las órbitas posibles, se denomina número cuántico principal.
Las órbitas que se correspondan con valores noenteros del número cuántico principal, no existen.
Tercer postulado:
La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior, de energía E2, a otra inferior, de energía E1, se emite en forma un cuanto de luz (fotón). La frecuencia ( f ) del cuanto viene dada por la expresión:
E2 E1 h f h (constante de Planck) = 6,62. 10 -34J.s
Mientrasel electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía absorbida o emitida será:
En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversasórbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía.
Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.
En éste modelo 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 energéticoque recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7.
La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno.
rn=n2a0, dónde n= 1, 2, 3, ... y a0=0.53 Å (53 pm)
La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y la energía. Por convenio, cuando el electrónestá separado del núcleo se dice que está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído por el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa, y su valor desciende a
RH es una constante que depende de la masa y la carga del electrón y cuyo valor es 2.179 · 10-18 J.
Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más...
1.2.- ÀTOMO DE BOHR.
1.2.1.- APORTACIONES DE BORH AL MODELO MECÀNICOCUÀNTICO.
La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se averiguó observando la interacción de la radiaciónelectromagnética con la materia.
Sabemos que el espectro de un elemento químico es característico de éste y que del análisis espectroscópico de una muestra puede deducirse su composición.
El origen de los espectros era desconocido hasta que la teoría atómica asoció la emisión de radiación por parte de los átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la queéstos se encuentran del núcleo.
El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados:
Primer Postulado:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía.
Segundo Postulado:
Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angulardel electrón es un múltiplo entero de h/2p.
Siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3,...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.
M v r nh/2
Nota: El momento angular (L) de una partícula incluyelas magnitudes que caracterizan a una partícula que gira: su masa, su velocidad y la distancia al centro de giro. Para una partícula de masa m que gire con velocidad v describiendo una circunferencia de radio r, el momento angular viene dado por: L = m v r.
El número, n, que determina las órbitas posibles, se denomina número cuántico principal.
Las órbitas que se correspondan con valores noenteros del número cuántico principal, no existen.
Tercer postulado:
La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior, de energía E2, a otra inferior, de energía E1, se emite en forma un cuanto de luz (fotón). La frecuencia ( f ) del cuanto viene dada por la expresión:
E2 E1 h f h (constante de Planck) = 6,62. 10 -34J.s
Mientrasel electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía absorbida o emitida será:
En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversasórbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía.
Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.
En éste modelo 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 energéticoque recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7.
La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno.
rn=n2a0, dónde n= 1, 2, 3, ... y a0=0.53 Å (53 pm)
La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y la energía. Por convenio, cuando el electrónestá separado del núcleo se dice que está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído por el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa, y su valor desciende a
RH es una constante que depende de la masa y la carga del electrón y cuyo valor es 2.179 · 10-18 J.
Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más...
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