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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.
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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)
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
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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.
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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:
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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:
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 electrónvoltios (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.
Series espectrales
n=
n=6
n=5
n=4
Pfund
Bracket
n=3
Paschen
n=2
Balmer
E = h · 
n=1
Lyman
SERIES: Lyman Balmer
Paschen Bracket Pfund
Espectro
UV Visible
Infrarrojo
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.
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