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Modelo atómico de Dalton.
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, ésta es la primera teoría científica que
considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a precursores de la Antigüedad
como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en ningún experimento riguroso).
Los postulados básicos de esta teoría atómica son:
1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales
propiedades).
3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
Las insuficiencias del modelo son las siguientes:
1. Se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse.
2. Las Experiencias de Thomson.
Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas
fundamentales:
.Electrones, con carga eléctrica negativa
.Protones, con carga eléctrica positiva
.Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones y
protones.
Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual
se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de
una sandía).
Las insuficiencias del modelo es la siguientes:
El átomo no es macizo ni compacto como suponía Thomson,
es prácticamente hueco y el núcleo es muy pequeño comparado
con el tamaño del átomo, según demostró E. Rutherford en
sus experiencias.
En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que
es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el
átomo se divide en:
· Un núcleo central, que contiene los protones y
neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga
positiva y casi toda la masa del átomo).
· Una corteza, formada por los electrones, que giran
alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma
similar a como los planetas giran alrededor del Sol.
Los experimentos de Rutherford demostraron que el
núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo
el átomo: el átomo está prácticamente hueco.
Insuficiencias del modelo de Rutherford:
1- Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de
Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas
mediante numerosos datos experimentales. Según las
leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento
(como es el electrón) debería emitir energía
continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría
un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la
materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo
muy breve.
2- No explicaba los espectros atómicos.
En 1913, Niels Bohr, físico danés, propuso una
teoría que se baso en el espectro del átomo
de hidrogeno y uso el concepto de la teoría
cuántica para explicar las configuraciones
electrónicas de los átomos.
De acuerdo con esta teoría, el electrón del
hidrogeno puede existir solamente en ciertas
orbitas esféricas (o capas, o niveles de
energía) las cuales están arregladas
concéntricamente alrededor del núcleo. Bohr
dijo que los electrones se movían alrededor
del núcleo en varios niveles de energía, a
veces como lo hacen los planetas alrededor
del sol. La idea de un diminuto sistema
planetario en el átomo fue aceptada. Sin
embargo, esta analogía no es correcta debido
a que el núcleo y el electrón son partículas
con cargas eléctricas opuestas, y el electrón
al moverse alrededor del núcleo a una gran
velocidad, debía perder energía, y en
consecuencia se acercaría a el núcleo
describiendo orbitas cada vez mas pequeñas.
Los electrones que estaban fuera del núcleo de los
átomos solo podían encontrarse en determinados y
definidos niveles de energía, es decir, en los átomos
existen niveles de energía electrónica que están
cuantificados. Cuando un electrón se mueve en
cualquier orbita tiene una energía definida,
característica de la orbita.
Mientras los electrones se mantienen en determinados niveles de energía electrónica, no
ganan ni pierden energía. Estos niveles estables de energía son llamados estados
estacionarios del átomo.
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es
múltiplo entero de h/(2 · p). Puesto que el momento angular se define como L = mvr,
tendremos:
mvr = n · h/(2 · p)
->
r = a0 · n2
donde:
m: masa del electrón = 9.1 · 10-31 kg
v: velocidad del electrón
r: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo
h: constante de Planck
n: número cuántico = 1, 2, 3...
a0: constante = 0,529 Å
Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia
del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los
valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.
Un electrón puede saltar a un nivel mayor energía cuando el átomo absorbe energía.
Cuando un electrón desciende o cae a un nivel de menor energía, el átomo emite energía.
El electrón no puede detenerse entre estos niveles. Como estos saltos solo pueden ocurrir
entre niveles definidos de energía, están involucradas cantidades definidas de energía.
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite
en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:
Ea - Eb = h · v
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de
mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una
línea del espectro de absorción (o de emisión).
Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantiados del momento angular orbital L
de acuerdo con la siguiente ecuación:
Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal.
La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un
mínimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A esta distancia se le denomina radio
de Bohr. Un electrón en este nivel fundamental no puede descender a niveles inferiores
emitiendo energía.
Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los
electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias.
Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y
como están dispuestas para formar un todo.
En el modelo original de Bohr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal,
n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del
núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este
número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos
experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar
al electrón:
· Número cuántico secundario o azimutal (l)
· Número cuántico magnético (m)
· Número cuántico de espín (s)
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr considerando que las órbitas del electrón
no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta
modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.
Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y
menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una
circunferencia.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos
son:
l = 0, 1, 2, ..., n - 1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando
éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann).
Valores permitidos: - l, ..., 0, ..., + l
Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale l = 2, los valores permitidos para m serán: 2, -1, 0, 1, 2
El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo
magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de
cualquier campo magnético externo que se le aplique.
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores:
+1/2, -1/2.
El modelo de Bohr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero
fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico.
•
Además, los postulados de Bohr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y
mecánica cuántica.
•
El modelo no consigue explicar como los átomos individuales obran recíprocamente con otros
átomos para formar los agregados de la sustancia que observamos.
•
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Introducción a la física moderna. Mauricio García. Universidad
Nacional de Colombia. 2003.
Física. Serway Mc Graw Hill. Tomo II, cuarta edicion,1997.
http://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Bohr
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interacti
va_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm
http://es.wikipedia.org/wiki/Atomo
http://www.monografias.com/trabajos14/modeloatomico/modelo-atomico.shtml
Presentado por:
Leonardo Castro P.
Ing. Civil
Cod. 213636
G8N7