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Modelo atómico de Bohr (página 2)




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Modelo atómico de Bohr

El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol.

El electrón de un átomo o ión hidrogenoide describe también órbitas circulares, pero los radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor.

Consideremos un átomo o ión con un solo electrón. El núcleo de carga Ze es suficientemente pesado para considerarlo inmóvil,

Si el electrón describe una órbita circular de radio r, por la uniforme

En el modelo de Bohr, solamente están permitidas aquellas órbitas cuyo momento angular está cuantizado.

n es un número entero que se denomina número cuántico, y h es la constante de Planck 6.6256·10-34 Js

Los radios de las órbitas permitidas son

donde a0 se denomina radio de Bohr. a0 es el radio de la órbita del electrón del átomo de Hidrógeno Z=1 en su estado fundamental n=1.

La energía total es:

En una órbita circular, la energía total E es la mitad de la energía potencial

La energía del electrón aumenta con el número cuántico n.

La primera energía de excitación es la que lleva a un átomo de su estado fundamental a su primer (o más bajo) estado excitado. La energía del estado fundamental se obtiene con n=1, E1= -13.6 eV y la del primer estado excitado con n=2, E2=-3.4 eV. Las energías se suelen expresar en electrón-voltios (1eV=1.6 10-19 J)

La frecuencia f de la radiación emitida cuando el electrón pasa del estado excitado E2 al fundamental E1 es

 El Átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía.

Estos niveles de energía se hallan dispuestos concentricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).

  • El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía más baja posible. Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel y la energía del electrón en el nivel aumentan. El electrón no puede tener una energía que lo coloque entre los niveles permitidos.
  • Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más baja o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan, absorben energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son estados energéticos superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados.
  • Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de onda y una frecuencia características y produce una línea espectral característica.
  • La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno esta dada por:
  • Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados estacionarios, cada uno con una energía determinada.
  • La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada salto a una transición de un estado a otro. En cada salto el átomo emite luz de frecuencia bien definida dada por:

hv = | Ei - Ei |

De esta manera se explican los espectros atómicos, que en el caso del Hidrógeno los niveles de energía posibles están dados por la fórmula:

El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del átomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.

Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en determinados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y les asignó un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigue el 2, como se citó en párrafo de éste mismo enunciado (Modelo atómico de Bohr).

Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni pierde energía.

CONCLUSIÓN

La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por los datos experimentales. El modelo de Rutherford, en el que los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los resultados de experimentos de dispersión, pero no el motivo de que los átomos sólo emitan luz de determinadas longitudes de onda (emisión discreta).

Bohr partió del modelo de Rutherford pero postuló además que los electrones sólo pueden moverse en determinadas órbitas; su modelo explicaba ciertas características de la emisión discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en otros elementos.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Freddy G, Suárez F, Química Editorial Romor, 1º Ciclo diversificado, 1997.

  Mayor serrano de Benítez y José Fabián Zonella, Química editorial Larenze, 1º ciclo diversificado 1987.

  Wilian I. Mantecton, Emil Slowinski. Química Superior, Tercera edición, Editorial Interamericana.

http://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-atomico.shtml#BOHR

 

Enviado por:

Douglas Alfredo Dominguez Ruiz

Instituto Universitario Pedagógico

"Monseñor Arias Blanco"

Caricuao – Caracas

República Bolivariana de Venezuela

Ministerio de Educación y Deporte

 


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