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El efecto Fotoeléctr ico - Einstein
Emisión de electrones desde la superficie de un metal al ser iluminada
Nota: Se puede hablar
indistintamente de
frecuencia o longitud de
onda, ya que ambas se
relacionan con la
velocidad de propagación.
En el caso de la luz=c
-
c=f
1ev =1,6x10-19J
E  hf
se invierte
WL  hf 0
- Trabajo(En ergía umbral) de extracción del electrón
f0
- frecuencia umbral - Caracterís tica de cada metal
Mínima para poder extraer un electrón
y lo que sobra en comunicarl e Ecinética
Ec  E - WL  hf - hf 0  h(f  f 0 )
Ec  12 mv 2
-
Esta energía cinética depende únicamente de la frecuencia
de la luz emitida y no de su intensidad
Si aumentamos la intensidad lo único que conseguimo s es
arrancar un mayor número de electrones , pero darles
mayor energía cinética.
1ev =1,6x10-19J
Se puede calcular dicha energía cinética, fijando la diferencia de potencial
Ec  qdV Esta diferencia de potencial se denomina potencial de frenado
-
T=qdV
G
Potencial de frenado : Es el necesario para evitar el salto de electrones entre placas.
Ajustando el potencial de frenado de frenado podemos calcular la
energía cinética de los electrones emitidos
-
T=qdV
G
Postulados :
1. Todas las leyes físicas se cumplen en cualquier sistema de referencia inercial
2. La velocidad de la luz en el vacío toma el mismo valor
en todos los sistemas de referencia inerciales
da igual la velocidad con la que se esté moviendo dicho sistema
EL TIEMPO SE CONTRAE
H
PARA EL OBSERVADOR DE DENTRO DEL SISTEMA :
2h
t
c
EL TIEMPO SE CONTRAE
h
d=vt
PARA EL OBSERVADOR DE FUERA DEL SISTEMA :
vt
2s  2 h 
2
2s  ct
2

vt

2
ct  2 h 
2


EL TIEMPO SE CONTRAE
h
DESPEJANDO EL TIEMPO
2

 vt  
2
2
(ct)  4 h    
 2  

t 2 (c 2  v 2 )  4 h 2
t
2h
c v
2
2

2h
v2
c 1 2
c
EL TIEMPO SE CONTRAE
h
t2 
2h
c2  v2

2h
v2
c 1 2
c

t1
v2
1 2
c
vc
t 2  t1
El tiempo es mayor para el observador situado fuera
Transcurre más deprisa para el observador situado fuera
Relación relativist a entre masa y energía :
E  m  c 2
Relaciona las dos magnitudes hasta ese momento considerad as independie ntes,
es decir, la masa es una forma de energía.
Cualquier variación pequeña de masa supone una gran varia ción energética
y vicevers a
Ambas relaciones mediante la velocidad de la luz  c
Ejemplo : m  1gr  E  10 -3 Kg  (3  10 8
m 2
)  9  1013 J
s
Para masas muy pequeñas, se utiliza la unidad de masa atómica, equivalent e :
1
10 3
1u.m.a 
( gr ) 
( Kg )
NA
NA
1ev =1,6x10-19J
• Modelo de Dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en
1804 por John Dalton. Este primer modelo atómico postulaba:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas
átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su
propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes
elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las
reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan
relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en
proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más
elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no
explica los rayos catódicos ni la radioactiviadad.
Modelo de Thomson
• Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John
Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una
negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por
electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en
una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel.
Modelo de Rutherford
• Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir
de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el
experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el
modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de
una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del
anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el
cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras
que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en
órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar
de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del
público no científico. Rutherford predijo la existencia del neutrón en
el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se
habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias
incongruencias:
Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell,
las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales.
Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en
este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma
de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el
núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
No explicaba los espectros atómicos.
Modelo de Bohr
• Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando
como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de
incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la
nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck
y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
De acuerdo a esto, el átomo propuesto por Bohr consiste en un núcleo de
hidrógeno alrededor del cual gira en órbitas circulares un electrón,
ocupando la órbita permitida de menor energía, es decir, la más cercana al
núcleo. El número de órbitas permitidas para el electrón se encuentra
restringido por su nivel energético, y el electrón puede pasar a una órbita
de mayor energía solamente absorbiendo una cantidad de energía
específica (cuanto). El proceso inverso también es posible, que un electrón
pase de una órbita de mayor energía a una de menor, liberando una
cantidad específica de energía.
Modelo de Bohr
Modelo de Schrödinger: Modelo
Actual
• Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros
niveles de energía.
Luego de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza
ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin
Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los
electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al
núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico
hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger
describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado
de la cual representa la probabilidad de presencia en una región
delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como
orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros
niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno y oxígeno.
Modelo de Schrödinger: Modelo
Actual
Gracias
Montoya.-