6/9/2010

Nombre: Adriana Alejandra Hernández Sandoval

Grupo: 1° A

Carrera: Ing. Química

Materia: Química Inorgánica

TAREA 3: MODELO ATÓMICO DE BOHR

TAREA 3: MODELO ATÓMICO DE BOHR

1. Modelo atómico de Bohr

En 1913, el físico danés Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica del espectro de emisión del átomo de Hidrógeno:

Bohr supuso que los electrones se movían en orbitales circulares alrededor del núcleo.

También pensaba que las leyes de la física no podían explicar de forma adecuada todos los aspectos de los átomos.

Bohr baso su modelo en tres postulados:

1. Solo se permiten ciertas orbitas, radios y energías para los electrones de un átomo, las cuales deben cuantizarse y tener un valor fijo.

2. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y un estado de energía permitido; dentro de un estado de energía permitido no despide energía.

3. Un electrón emite o absorbe energía sólo cuando pasa de un estado permitido de energía a otro (o sea de un orbital a otro de mayor o menor energía, cualquiera que sea el caso).

Bohr se refería al nivel más bajo de energía que podía tener un electrón como estado basal, y cuando un electrón se encuentra en una órbita de energía más alta esta en un estado excitado.

2. Limitaciones del modelo atómico de Bohr

Su propuesta no podía explicar los espectros de emisión de los átomos con más de un electrón.

Tampoco se explicaba por qué aparecían más líneas en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno o cuando se le aplicaba un campo magnético.

Describe al electrón como una partícula pequeña que da vueltas alrededor del núcleo y no como una partícula con propiedades de onda.

3. Principio de incertidumbre de Heisenberg

No podemos conocer con precisión tanto la posición como la trayectoria de cualquier objeto, más aún si se trata de materia a nivel subatómico.

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“Es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente.”

4. Naturaleza dual del electrón

En 1924, Louis De Broglie dedujo que si las ondas luminosas se comportaban como fotones, podría ser que los electrones tuvieran propiedades de onda.

Según De Broglie:

Un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda estacionaria o fija*.

Si el electrón del átomo de hidrógeno se comporta como una onda fija, su longitud debería adaptarse exactamente a la circunferencia de la órbita; de no ser así se cancelaría parcialmente en cada órbita sucesiva con el tiempo, y la amplitud de onda se reduciría a cero y se ondularía.

La relación entre la circunferencia de una órbita permitida y la longitud de onda del electrón se expresa como:

r sólo puede tener ciertos valores cuando n aumenta desde 1 a 2 a 3. Como la energía depende del tamaño de la órbita (o del valor de r) se

debe cuantizar.

Las propiedades de partícula y onda se relacionan por medio de la siguiente expresión:

Donde = masa, =velocidad y λ= longitud de onda

*Onda estacionaria o fija: Se le llama estacionaria o fija porque no se desplaza a lo largo de la cuerda. Algunos puntos de la cuerda, llamados nodos, no se mueven en absoluto por lo que su amplitud es igual a cero.

Cuanto mayor sea la frecuencia de vibración, menor será la longitud de onda estacionaria y mayor el número de nodos.

Fuentes:

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1. Chang, R. (2007) Química. McGraw – Hill, 9a edición, México. 2. Brown, L. T.; LeMay, H. E.; Bursten, E. B. (2004). Química: La Ciencia Central.Prentice – Hall, 9a edición, México.

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