Información
Chat IA

Modelo Atómico de Niels Borh

Química General

Materia

Química (Ttp1)

94 Documentos

Los estudiantes compartieron 94 documentos en este curso

Universidad

Universidad Nacional Experimental Politécnica de la Fuerza Armada Bolivariana

Año académico: 2021/2022

Subido por:

Estudiante anónimo

Este documento ha sido subido por otro estudiante como tú quien decidió hacerlo de forma anónima

Universidad Nacional Experimental Politécnica de la Fuerza Armada Bolivariana

Comentarios

Inicia sesión (Iniciar sesión) o regístrate (Registrarse) para publicar comentarios.

Otros estudiantes también vieron

Otros documentos relacionados

Vista previa del texto

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

MINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA DEFENSA

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA

DE LA FUERZA ARMADA

UNEFA – CHUAO

Modelo atómico

de Niels Bohr

CHUAO – DISTRITO CAPITAL

Contenido

¿Quién es Niels Bohr y su modelo Atómico?....................................................................

Introducción............................................................................................................................
¿Quién es Niels Bohr y su modelo Atómico?....................................................................
Postulados de Bor..........................................................................,6 y
Características del Modelo Atómico de Bohr..................................................
Ventajas y Desventajas del Modelo Atómico de Borh........................................
Conclusión..........................................................................................
Bibliografías......................................................................................

¿QUIEN ES NIELS BOHR Y SU MODELO ATÓMICO?

Niels Henrik David Bohr, nació en Copenhague el 7 de octubre de 1885 y murió el 18 de noviembre de 1962 en el mismo lugar. Fue un físico danés que en 1913 propuso un nuevo modelo para explicar la estructura del átomo y su comportamiento a través de la estabilidad de los electrones. Por este decisivo aporte al conocimiento recibió el Premio Nobel de Física en 1922.

El modelo planteado por Bohr funcionó para comprender el funcionamiento de ciertos tipos de átomos, como el de hidrógeno, pero no para otros de estructura más compleja. Sin embargo, su modelo abrió las puertas para establecer las teorías siguientes y fue la base del modelo atómico moderno o de la actualidad.

El modelo de Bohr establece que los átomos tienen diferentes configuraciones electrónicas en que los electrones se mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo.

El modelo de Bohr se parece al modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. En este caso, los electrones solo pueden orbitar por determinadas órbitas permitidas. Los radios de las órbitas no pueden tener cualquier valor.

En el átomo, los electrones se organizan en capas y, en cada capa tendrán una cierta energía, llenando siempre las capas inferiores y después las superiores.

La distribución de los electrones en las capas se denomina configuración electrónica y se realiza de la siguiente manera:

La 1ª capa puede contener, como máximo, 2 electrones.

La 2ª capa puede contener, como máximo, 8 electrones. Comienza a llenarse una vez que la 1ª ya está completa.

La 3ª capa puede contener, como máximo, 18 electrones. Comienza a llenarse una vez que la 2ª capa ya está completa.

Se representa por números separados por comas y entre paréntesis. Por ejemplo, el átomo de sodio tiene 11 electrones; por tanto, 2 llenan la 1ª capa, 8 quedan en la 2ª capa y el último electrón quedaría en la 3ª capa. La representación es: (2,8,1).

Postulados de Bor..........................................................................,6 y

Primer postulado

Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía.

La causa de que el electrón no irradie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación.

Para mantener la órbita circular, la fuerza que experimenta el electrón —la fuerza coulombiana por la presencia del núcleo— debe ser igual a la fuerza centrípeta. Esto nos da la siguiente expresión:

Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la fuerza centrípeta; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón, es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.

En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo:

Y ahora, con esta ecuación, y sabiendo que la energía total es la suma de las energías cinética y potencial:

Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función del radio de dicha órbita.

Nota: a veces puede verse escrita en términos de la permitividad del vacío

, o en unidades electroestáticas de carga: k=1.

Segundo postulado

en contradicción con el principio de incertidumbre, y (2) atribuye al primer nivel un valor no nulo del momento cinético.

Tercer postulado

El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:

Donde ni identifica la órbita inicial y nf la final, y v es la frecuencia. Entonces las frecuencias de los fotones emitidos o absorbidos en la transición serán:

A veces, en vez de la frecuencia se suele dar la inversa de la longitud de onda:

Esta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la fórmula fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las líneas espectrales observadas desde finales del siglo XIX en la desexcitación del Hidrógeno, que venían dadas por:

Con n=3,4,5,.., y donde RH es la constante de Rydberg para el hidrógeno. Y como vemos, la expresión teórica para el caso nf=2, es la expresión predicha por Balmer, y el valor medido experimentalmente de la constante de Rydberg coincide con el valor de la fórmula teórica.

Características del Modelo Atómico de Bohr..................................................

 Los electrones que rodean el núcleo de un átomo pueden ser internos o externos. Ambos tipos de electrones se encuentran en órbitas circulares alrededor del núcleo, pero los electrones no pueden estar en todas las órbitas, solo en las permitidas.  Los electrones están en niveles definidos de energía y a distancias fijas. La órbita más cercana al núcleo tiene energía más baja respecto a la órbita más alejada del núcleo, que tiene más energía.

 Las órbitas tienen un número determinado de electrones, según su distancia respecto al núcleo. Esa escala de distribución se denomina “configuraciones electrónicas” y es equivalente a la escala de la tabla periódica (representada en el orden de las filas).  Los electrones pueden saltar de nivel o de órbita, y este salto solo puede ocurrir desde y hacia las órbitas permitidas. Por ejemplo, un electrón que salta de una órbita exterior a una interior pierde energía, que se desprende en forma de fotón o luz. Si salta de una órbita interior a una exterior, gana energía.  La mínima cantidad de energía que se puede ganar o perder en cualquier longitud de onda se denomina “cuanto de energía”, de allí surge la expresión “salto cuántico” para hacer referencia a un cambio de los electrones de un nivel energético a otro. Este cambio está asociado a una pérdida o ganancia de energía.

Ventajas y Desventajas del Modelo Atómico de Borh........................................

Ventajas

Entre las ventajas y aciertos encontramos que:

-Se pueden deducir los valores para los radios de las órbitas y para sus energías de los electrones. -Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Rydberg y una concordancia con la realidad hasta ahora desconocida.

Desventajas

Entre las desventajas y desaciertos se tiene que:

-Aun se basa en la física clásica. -Sólo es aplicable al hidrógeno y no a átomos mayores. -Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas en los espectros que el modelo de Bohr no conseguía explicar.

Conclusión..........................................................................................

El modelo de Bohr fue el primero que de una manera semiclásica explicó los

espectros de emisión y absorción del átomo de Hidrógeno. Se planteó un algoritmo

numérico para estudiar la dinámica de átomos complejos, el cual está basado en la teoría de

Bohr y en el movimiento uniformemente acelerado para tiempos infinitesimalmente

pequeños. Se aplicó el formalismo al átomo de Hidrógeno con el fin de validar los

scielo.org/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S1810-

634X

todamateria/modelo-atomico-de-bohr/

newton.cnice.mec/materiales_didacticos/el_atomo/bohr.htm?3&

¿Ha sido útil este documento?