MODELO ATOMICO DE BORH

ANTECEDENTES• MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD• Una vez asumida la existencia de protones y electrones, rutherford comenzó a

estudiar la localización y estructura de estos dentro del átomo.En 1911, rutherford bombardeó un fina lamina de oro con partículas alfa, colocando una panel de sulfuro de zinc fluorescente detrás donde poder observar en qué medida eras las partículas dispersas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina sin cambiar de dirección. Sin embargo algunas partículas sufrían desviaciones considerables y una mínima parte incluso rebotaban y volvían hacia atrás.

Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Lord Rutherford propuso en el 1.911 este modelo de átomo:

• El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.

• Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo.

• Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo. • El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces

menor)

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD

A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba dos graves inconvenientes:

• Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales, una partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía electromagnética.

• Según el enunciado anterior los espectros atómicos debería ser continuos, ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por líneas de una frecuencia determinada

Inconvenientes del modelo de Rutherford

• El físico danés Meils Bohn presento el primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la energía. Supero las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. No hay ninguna razón, decidió Bohr, para esperar que los electrones en los átomos radien energía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional. Igualmente los espectros atómicos de absorción y emisión de lineas eran indicativos de que los átomos, y más concretamente los electrones, eran capaces de absorber o emitir cuantos de energía en determinadas condiciones

• La teoría de los cuantos de Planck la aporto a Bohr dos ideas:• Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de

energía (están cuantizados) • Sólo se emite radiacción cuando el oscilador pasa de un estado cuantizado a otro

de mayor energía.

MODELO ATOMICO DE BORH

• El átomo de hidrogeno esta constituido por un núcleo con carga + Ze y un electrón ligado a el mediane fuerzas

• Existe, para el atomo, un conjunto discreto de estados energeticos en los cuales el electron puede moverse sin emitir radiacion electromagnetica. Estos estados se denominan estados estacionarios y en ellos la energia es constante.

• En los estados estacionarios el momento angular del electron (L) es igual a un multiplo entero n de la constante de planck h divida por 2π:

Así el electrón solamente puede ubicarse en ciertas orbitas cuyos radios están determinados por

la condición anterior; esto es:

• Cuando un electron realiza una transicion de un estado estacionario de energia Ei a otro de energia Ef emite (o absorbe) radiación electromagnética de frecuencia v dada la relacion:

Postulados de Borh

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

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 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

Cada línea del espectro corresponde a la emisión de un fotón debida a una transición de un electrón entre dos niveles atómicos

transiciones desde (o hasta) un mismo nivel constituyen una serie.

n = 2

n = 3

n = 4n = 5n =

n = 1

Series espectrales

n = 6

Lyman

Paschen

Balmer

Bracket

Pfund

EspectroUV Visible Infrarrojo

SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund

E = h ·

En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir

que también podían girar en ORBITAS ELIPTICAS.