Download E. Rutherford Y muy pocas rebotaban. Entonces Rutherford dijo que

TEORÍA
TEORÍA ATÓMICA
ATÓMICA III
III
* Descubrimiento del núcleo atómico
* Experimento de E. Rutherford
* Modelo atómico de E. Rutherford
* Modelo atómico de Niels Bohr
* Primer postulado de Bohr
* Segundo postulado de Bohr
* Tercer postulado de Bohr
* Caurto postulado de Bohr
* Especies hidrogenoides
Ernest Rutherford (1911) trató
de comprobar experimental como se
distribuían las partículas en los
átomos, para ello bombardeó con
partículas alfa (α) provenientes de
sustancia radiactivas unas láminas
delgadas de diferentes metales ,oro
,aluminio, etc. Y con pantallas
fosforescentes de sulfuro de cinc
(ZnS) rodeando a las láminas, pudo
apreciar los efectos del bombardeo, y
E. Rutherford
observó que la mayoría
De las partículas alfa pasaban a través de las láminas sin
desviarse; una parte experimentaba una ligera desviación;
Y muy pocas rebotaban. Entonces Rutherford dijo que el
átomo tenía una parte centra muy diminuta llamada
núcleo, que era muy macizo y positivo y que casi toda la
masa del átomo se concentraba allí.
El campo eléctrico generado por el núcleo es muy
intenso y causa la desviación de rayos α mediante
fuerzas de repulsión eléctrica.
α
α
α
α
α
+
Finalmente ,según Rutherford, el átomo es casi
vacío (es hueco), ya que los electrones, partículas de
masa insignificante, ocuparían espacios grandes cuando
giran en torno al núcleo.
El electrón gira alrededor del núcleo, en una órbita
circunferencial, así como los planetas giran alrededor
del sol.
ERROR EN EL MODELO DE RUTHERFORD: De acuerdo ala
física clásica, una partícula electrizada que se mueve con
velocidad variable (con aceleración) emite o pierde
constantemente energía en forma de R.E.M.. Esto quiere decir
que el electrón debería acercarse más al núcleo y caer en espiral
finalmente sobre él. En realidad esto no sucede y la física clásica
no podía explicar este dilema. Entonces fue necesario recurrir a
la mecánica cuántica.
EXPERIMENTO DE E. RUTHERFORD
Lámpara emisora
de partículas alfa
4
+2
α
Lámina de oro
6.10-4 mm de espesor
Pantalla fluorescente
de ZnS
MODELO PLANETARIO DE E. RUTHERFORD
d
D
+
=
d
D
10000
El modelo atómico de Rutherford
fue descartado ya que no era estable,
porque el electrón perdía energía en
forma de radiación electromagnética,
además no se encontraba explicación
para los espectros de emisión y
absorción atómica.
En 1913 Niels Bohr planteó un
Niels Bohr
modelo atómico basado en la
mecánica cuántica de su maestro M.
Planck, el cual es válido sólo para átomos con un sólo
electrón como el del hidrógeno 1H1 y se basa
fundamentalmente en cuatro postulados:
PRIMER POSTULADO : De la estabilidad del electrón
El electrón gira alrededor del núcleo en
trayectoria circunferencial en estado de equilibrio, ya
que todas las fuerzas que actúan sobre el se anulan.
Esto quiere decir que la sumatoria de todas las fuerzas
radiales es igual a cero.
Fa + Fc = 0
Se concluye que el electrón tiene una velocidad
(v) que varía en forma inversa con el radio (r).
Para esto debemos tener en cuenta los siguientes
valores:
v = velocidad tangencial del electrón (cm/s)
m = masa del lectrón = 9,109x10-28 g
e = carga del electrón = 4,8x10-10 u.e.c.
r = radio de la órbita circunferencial (cm)
Entonces la velocidad del electrón en una órbita
“n” se puede calcular con la fórmula que se muestra y
también se expresa en cm/s, donde n = 1,2,3,4,…
2
v=
r
+
Fa
e
m.r
Fc
m
8
2,2
x
10
cm/s
vn=
n
SEGUNDO POSTULADO :
De las órbitas permitidas
r1
+
El electrón , en
forma estable, sólo gira
en aquellas órbitas donde
se
cumple
que
el
producto de su cantidad
de movimiento (m.v) por
la
longitud
de
la
circunferencia (2πr) es
igual a un número entero
de veces la constante de
M. Planck.
n= 1
n= 2
n= 3
m.v x 2πr = n.h
A partir de esta
expresión se obtiene:
n=
r2
r3
.....
rn = a0.n2
2
rn = 0,529n A
Donde: n = nivel de energía u órbita = 1, 2, 3, 4, …
a0 = radio del átomo de Bohr = 0,529 Å = 0,53Å
r n = radio de la órbita “n”
TERCER POSTULADO : Niveles
estacionarios de energía
n=
n= 4
Mientras que el electrón
n= 3
gira en una órbita permitida, no
emite ni absorbe energía,
n= 2
porque dichas órbitas son
n= 1
niveles
estacionarios
de
energía cuantizada. La energía
del electrón es constante y
aumenta al aumentar el valor de -13,6 eV
-3,4 eV
“n”.
+
la energía del electrón en
una órbita (nivel) “n· se puede
calcular en electrón-voltios de
acuerdo a la fórmula que se
muestra en seguida:
-1,5 eV
-0,85 eV
E
...
E0
En = 2
n
-13,6 eV
En =
2
n
-313,6 kcal/mol
En =
n2
Siendo :
En = energía del electrón en el nivel “n”
E0 = energía del electrón del átomo de Bohr = -13,6 eV
= -313,6 kcal/mol
n = nivel de energía u órbita = 1, 2, 3, 4, …
1 eV = 1,6 x 10-12 ergios
1 Joule (J) = 107 ergios
1 cal = 4,184 J
1 kcal = 1000 cal
CUARTO POSTULADO : De las transiciones electrónicas
El átomo emite o absorbe energía únicamente
cuando el electrón realiza transiciones electrónicas
(saltos) de un nivel a otro.
Sólo se emite o absorbe un fotón por cada salto
electrónico.
Si el electrón salta de un nivel inferior a otro nivel
superior, entonces absorbe energía.
Si el electrón salta de un nivel superior a otro nivel
inferior, entonces emite energía.
La energía emitida o absorbida por el electrón se
calcula por una diferencia de energías entre el nivel más
lejano (na) y el nivel más cercano (nb) al núcleo:
∆E = Ea - Eb
ΔE = Ea - E b = 13,6 eV.
2
2
Ea = energía del nivel más lejano (na)
Eb = energía del nivel más cercano (nb) al núcleo:
Absorción de
un Fotón
.....
+
+
n= 1
n= 2
n= 3
Emisión de
un Fotón
n= 1
n= 2
n= 3
n= 4
n= 4
n=
n=
.....
Se consideran especies isoelectrónicas del átomo
de hidrógeno a los iones He+ (Z=2), Li+2 (Z=3) y Be+3 (Z=4),
etc. porque poseen sólo un electrón. Estas especies se
denominan hidrogenoides o monoelectrónicas y para ellas
se cumplen las relaciones de Bohr antes explicadas.
a) Velocidad o rapidez del electrón (vn) en el nivel “n”:
vn= 2,2 x 10
n
Siendo:
n = órbita o nivel
Z = número atómico
8
X
Z cm/s
b) Radio de la órbita (rn) del electrón, en el nivel “n”:
2
rn = 0,529n A
Z
c) Energía del electrón (En), en el nivel “n”:
-13,6 (Z2) eV
En =
2
n
-313,6 (Z2) Kcal/mol
En =
2
N
La
teoría atómica de Bohr tiene sus
limitaciones:
1.
Es
aplicable
sólo
a
átomos
monoelectrónicos (con un solo electrón) y
no explica los fenómenos relacionados con
átomos polielectrónicos.
2. No explica el efecto Zeeman y por lo tanto la
existencia de los subniveles energéticos.
3. Contradice el principio de incertidumbre de
Heisemberg
al
plantear
trayectorias
definidas para los electrones cuando giran
alrededor del núcleo atómico.