En 1913 Niels Bohr discípulo de Rutherford propone un nuevo modelo para el átomo de Hidrógeno aplicando acertadamente la teoría Cuántica de la radiación de Planck. Logró explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo a través de la Mecánica Clásica, pero no así los cambios de órbita. En el mismo año formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:
Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.
Segundo postulado
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:
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
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.
Tercer Postulado
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).
El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr
*El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.
*El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.
*Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.
*El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.
*El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.
*Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.
Características
* El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.
* Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.
* Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.
* El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.
* Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.
* Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.
Insuficiencias del modelo de Bohr.
· 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.
Experimentación:
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.
Niels Bohr estudió el átomo de hidrógeno con un protón y un electrón. Lo que hizo fue analizar los espectros de absorción (atravesó el átomo con luz) y emisión (calentó el átomo para que emitiera luz) de dicho átomo. Llegó a la conclusión de que el electrón giraba en órbitas esféricas alrededor del protón. Tuvo mucha suerte porque su modelo solamente sirve para átomos con un electrón. Conjugo la física clásica con la moderna (Rutherford, Planck, Einstein...) y le salió "bien". Al final el modelo válido hoy en día es el de Schrodinger (orbitales, ecuación diferencial de segundo grado parecida a la de cuerdas...).
Durán Cano Brenda
Gonzales Simon Kathia
Robles Gonzáles Citlaly
Fuestes Fermoso Romina
Flores Rodriguez Julio César
Gonzales Simon Kathia
Robles Gonzáles Citlaly
Fuestes Fermoso Romina
Flores Rodriguez Julio César
_______________
SMOOT, Robert, Química:un curso moderno, Compañia Editorial Continental, México, 1991, pp. 125-149
No hay comentarios:
Publicar un comentario