Trabajo Quimica Basica Ingenieria En Comunicaciones Y Electronica

1.1.1 MODELO ATOMICO DE BOHR
El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros deemisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.
Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la queestableció tres postulados:
¤ El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.
¤ Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.
¤ Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el imapacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de suselectrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.
El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr
¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.
¤ El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.
¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otrade mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.
Primer postulado
Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía.
La causa de que el electrón no radie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento acelerado debe emitir energíaen forma de radiación.
Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el electrón: la fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza centrífuga, repulsiva por tratarse de un sistema no inercial, deben ser iguales en magnitud en toda la órbita. 
Segundo postulado
No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puedeencontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, , del electrón sea un múltiplo entero de 
Tercer postulado
El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:

1.1.2 MODELO ATOMICOCUANTICO
1 La teoría de Bohr explicaba muy bien lo que sucedía con el átomo de hidrógeno, pero se presentó inadecuada para esclarecer los espectros atómicos de otros átomos con dos o más electrones.
2 Hasta 1900 se tenía la idea de que la luz poseía carácter de onda. A partir de los trabajos realizados por Planck y Einstein, este ultimo propuso que la luz sería formada por partículas-onda, osea, según la mecánica cuántica, las ondas electromagnéticas pueden mostrar algunas de las propiedades características de partículas y vice-versa.
3 La naturaleza dualistica onda-partícula pasó a ser aceptada universalmente. En 1924, Louis de Broglie sugirió que los electrones hasta entonces considerados partículas típicas, poseerían propiedades semejantes a las ondas.
4 A todo electrón enmovimiento está asociada una onda característica (principio de dualidad)
5 Así, tenemos que la región del espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar el electrón es llamada de Orbital.
6 Números Cuánticos
7 Schrödinger propuso que cada electrón en un átomo tiene un conjunto de cuatro números cuánticos que determinan su energía y el formato de su nube electrónica, de los...