BOHR

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ATOMO DE
BOHR
JAVIER DE LUCAS
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LA MATERIA
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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 de hidrógeno
describe órbitas circulares, pero los radios de
estas órbitas no pueden tener cualquier valor
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PRIMER POSTULADO Los electrones giran alrededor
del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir
energía
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SEGUNDO POSTULADO Los electrones solo pueden
girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas
para las cuales el momento angular del electrón
es un múltiplo entero de h/2p.
Los radios de las órbitas permitidas son
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TERCER POSTULADOCuando un electrón pasa de una
órbita externa a una más interna, la diferencia
de energía entre ambas órbitas se emite en forma
de radiación electromagnética.
Mientras el electrón se mueve en cualquiera de
esas órbitas no radia energía, sólo lo hace
cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita
externa (de mayor energía) a otra más interna (de
menor energía) emite energía, y la absorbe cuando
pasa de una órbita interna a otra más externa.
Por tanto, la energía absorbida o emitida será
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La teoría de Bohr predice los radios de las
órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno.
rn n2 a0 donde n 1, 2, 3, ... y a0
0,53 Å
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(No Transcript)
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La teoría también nos permite calcular las
velocidades del electrón en estas órbitas, y la
energía. Por convenio, cuando el electrón está
separado del núcleo se dice que está en el cero
de energía. Cuando un electrón libre es atraído
por el núcleo y confinado en una órbita n, la
energía del electrón se hace negativa, y su valor
desciende a
RH es una constante que depende de la masa y la
carga del electrón y cuyo valor es 2,179 10-18
J
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Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno
se encuentra en la órbita más próxima al núcleo
(n1). Esta es la energía permitida más baja, o
el estado fundamental. Cuando el electrón
adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel más
alto (n 2, 3, ...) se dice entonces que el
átomo se encuentra en un estado excitado. En
este estado excitado el átomo no es estable y
cuando el electrón regresa a un estado más bajo
de energía emite una cantidad determinada de
energía, que es la diferencia de energía entre
los dos niveles.
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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 n1, E1 -13.6 eV y la
del primer estado excitado con n2, E2-3.4 eV.
Las energías se suelen expresar en
electrón-voltios (1eV1.6 10-19 J) La frecuencia
f de la radiación emitida cuando el electrón pasa
del estado excitado E2 al fundamental E1 es
                          
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EJERCICIO DE APLICACIÓN Calcular la longitud de
onda de un fotón emitido por un átomo de
hidrógeno, cuando su electrón desciende del nivel
n3 al nivel n2. Datos E3 -0,579 10-19cal
E2 -1,103 10-19cal h 1,58 10-34cal s
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DISPERSION
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ESPECTRO ELECTRO- MAGNETICO
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ESPECTRO VISIBLE
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(No Transcript)
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ESPECTROMETRO
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(No Transcript)
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FORMULA DE RYDBERG
Permite calcular la longitud de onda de
cualquiera de las líneas que forman el espectro
del hidrógeno 1/l R (1/n12 - 1/n22) l
longitud de onda de cada línea del espectro
(1/lnúmero de ondas)n1, n2 números enteros
positivos (n1lt n2)R constante de Rydberg
109677, 7 cm-1 Esta misma fórmula puede
utilizarse para calcular la frecuencia de cada
línea espectral en ese caso, 1/l se reemplaza
por la frecuencia n, y la constante R vale 3,29
1015 s-1. En función del valor de n1, podemos
distinguir diferentes series en el espectro del
hidrógeno
n1 1 serie de Lymann1 2 serie de Balmern1
3 serie de Paschenn1 4 serie de
Brackettn1 5 serie de Pfundn1 6 serie de
Humphreys
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n1 1 serie de Lymann1 2 serie de Balmern1
3 serie de Paschenn1 4 serie de
Brackettn1 5 serie de Pfundn1 6 serie de
Humphreys
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FALLOS DEL MODELO DE BÖHR
El modelo de Böhr 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 Böhr suponían
una mezcla un tanto confusa de Física clásica y
Física cuántica
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En el modelo original de Böhr, 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)
CORRECCIONES AL MODELO DE BÖHR NUMEROS CUANTICOS
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Número cuántico secundario o azimutal (l)
corrección de Sommerfeld. En 1916, Sommerfeld
modificó el modelo de Böhr 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 Número cuántico magnético
(m). 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. Número cuántico de espín (s). Indica
el sentido de giro del electrón en torno a su
propio eje. Puede tomar sólo dos valores 1/2,
-1/2.
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(No Transcript)
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ORBITALES
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ORBITALES
S
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ORBITALES
P
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ORBITALES
d
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ORBITALES
f
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ATOMO DE
BOHR
FIN