Quimica

MODELO ATOMICO DE BOHR
El modelo atomico de Rutherford, a pesar de constituir un avance revolucionario sobre el modelo atomico de Thmson, ya que incorporaba el concepto de nucleo atomico presentaba diversos problemas y contradicciones insalvables. La mayor de estas era que el atomo, consebido como un minúsculo sistema planetario, no puede ser estable, ya que los electrones, al girar entorno alnucleo, están sometidos a una aceleración centrípeta y, según la teoria electromagnética una carga electrica que se mueve con movimiento acelerado debe emitir energía electromagnética (por eso podemos ver las chispas o los rayos; son cargas eléctricas que emiten radiación luminosa) y por lo tanto, el electron debería emitir radiación e ir con ello perdiendo progresivamente energía y velocidad demanera que el radio de su orbita iria disminuyendo y el electron acabaría por precipitarseen el nucleo siguiendo una trayectoria espiral.
Por otra parte, el modelo de Rutherford no explicaba la distribución de las líneas que se observaban en el espectro de emisión del atomo de hidrogeno, distribución de la que podían dar cuenta sencillas formulas obtenidas empíricamente.
Para resolver estascuestiones, en 1913 N. Bohr desarrollo un modelo de atomo que utilizaba la idea de la cuantificación de la energía. Esta idea había sido introducida en 1900 por M. Planck para explicar el espectro de emisión del cuerpo negro y en 1905 habia sido usada por A. Einstein para explicar el efecto fotoeléctrico.
El modelo atomico de Bohr se basaba en los tres postulados siguientes:
1. Cualquiera que seasu orbita, un electron no emite energía radiante al girar en torno al nucleo.
2. Un electron no puede estar a cualquier distancia del nucleo: solo son posibles aquellas orbitas para las que el momento angular del electron ( producto de su momento de inercia por su velocidad angular) es múltiplo de h/2p donde h es la constante de planck (h=6,625.10ˉ34 J.s).
Matemáticamente esta condición seria:mr2. vr=nh2π.
Siendo v la velocidad del electron, r el radio de su orbita, h la constante de planck y n un numero entero. También puede escribirse:
mv.2πr=nh
Asi pues, el segundo postulado de Bohr puede expresarse asimismo diciendo que el producto de la cantidad de movimiento por la longitud de la orbita ( las orbitas del modelo de Bohr son siempre circulares) debe ser un múltiplo entero delcuanto de acción.
Estableciendo la igualdad entre la fuerza de atracción electrostática del nucleo y la fuerza centrípeta, mediante la aplicación de este postulado pueden calcularse los radios de las únicas orbitas permitidad por el electron:
Ze.e4πϵ0.r2 =mv2r
Donde el primer termino expresa la ley de coulomb, ya que Z es el numero atomico y, por lo tanto, Ze la carga positiva del nucleo, y ees la carga del electron, y el segundo miembro es la expresión de la fuerza centrípeta. Eliminando v entre esta igualdad y la condición de Bohr mv.2πr=nh, llegamos a:
r=h2ϵ0Zπe2m. n2
El numero n que determina la orbita electrónica se denomina numero cuantico principal.
Las orbitas se designan por los números naturales n= 1,2,3,4,5….. y también por las letras K, L, M, N O,…… para n= 1 se tiene laorbita menor enerdia, o sea la mas estable.
Se pueden expresar los radios de todas las orbitas posibles en función del radio de la orbita de menor energía: rn=n2.r1. para el hidrogenoi, es Z= 1 y el radio de la orbita de menor energía es r1= 0,527.10-10 m.
3. Un electron puede absorber energía a causa, por ejemplo, un choque o bien por haber recibido radiación electromagnética, y saltarentonces a una orbita de mayor energía (estado excitado). Pero, como todo sistema físico tiende a adquirir su estado de energía mas bajo, el electron retornara muy pronto a la orbita estable en que se encontraba ( estado fundamental), directamente o bien a saltos a través de una o mas orbitas intermedias.
De acuerdo con el tercer postulado de Bohr cuando un electron cae desde una orbita a otra de...