FÍSICA DE SEMICONDUCTORES Modelos Atómicos

Presentación del tema: "FÍSICA DE SEMICONDUCTORES Modelos Atómicos"— Transcripción de la presentación:

1 FÍSICA DE SEMICONDUCTORES Modelos Atómicos
UN Tatiana Andrea Gracia Prada -fsc11Tatiana- 02/06/15

2 Modelos Atómicos - evolución -
Diseñe una presentación.ppt que muestre en detalle el Modelo Atómico de Bohr para el átomo de H Concluya que la energía está cuantizada Usando la relación de Planck E=hv despeje la longitud de onda asociada a niveles de energía en el átomo Concluya que los resultados teóricos que predice este modelo correlacionan muy bien con los resultados de la espectroscopia atómica

3 MODELO ATÓMICO DE BOHR La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se averiguó observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia. El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados. El Premio Nobel de Física 1922 fue otorgado a Niels Bohr "por sus servicios en la investigación de la estructura de los átomos y de la radiación que emana de ellos" .

4 MODELO ATÓMICO DE BOHR Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados: El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía. Sólo son posibles unas órbitas determinadas, llamadas órbitas estacionarias, en las que 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 2𝜋 . 𝑚𝑟𝑣=𝑛 ℎ 2𝜋 siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.

5 MODELO ATÓMICO DE BOHR Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impactó de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo. 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: 𝐸 2 − 𝐸 1 =ℎ 𝑣 En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía.

6 Modelo atómico d Bohr para el átomo H
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.

7 Energía cuantizada y fotones
Planck postuló que la emisión de radiación electromagnética se produce en forma de "paquetes" o "cuantos" de energía (fotones). Esto significa que la radiación no es continua, es decir, los átomos no pueden absorber o emitir cualquier valor de energía, sino sólo unos valores concretos. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita "absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón necesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación).

8 Energía cuantizada y fotones
Usando la relación de Plank: La energía correspondiente a cada uno de los "cuantos" se obtiene multiplicando su frecuencia, ν, por la constante de Plank, h (h=6,626·10-34 Julios · segundo). 𝐸=ℎ∗𝑣 1 𝑛 2 2𝜋𝑚 𝑞 4 2 𝑘 2 h 2 =ℎ𝑣 1 𝑛 2 2𝜋𝑚 𝑞 4 2 𝑘 2 h 2 =ℎ 𝑐 𝜆 𝜆= ℎ𝑐2 𝑛 2 𝑘 2 h 2 2𝜋𝑚 𝑞 4 𝜆 𝑛 = 𝑛 2 ℎ𝑐2 𝑘 2 h 2 2𝜋𝑚 𝑞 4 = 𝑛 2 ℎ𝑐 𝐸 1 Representación de las órbitas n distancia 1 0,53 Å 2 2,12 Å 3 4,76 Å 4 8,46 Å 5 13,22 Å 6 19,05 Å 7 25,93 Å Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) y equivale a 1.0 x 10-10 metros.

9 Espectroscopia y el modelo de Bohr
Durante mucho tiempo, la ciencia trató de encontrar fórmulas que relacionaran entre sí las frecuencias o las longitudes de onda. Fue en 1885 cuando el físico suizo Balmer, al estudiar el espectro del hidrógeno observó  que la longitud de onda, expresada en cm de las radiaciones correspondientes  a las rayas estudiadas, venía dada por : 1 𝜆 =𝑅 − 1 𝑛 2    donde n es un número entero que puede tomar valores3,4,5,...y R es la constante de Rydberg, cuyo valor aproximadamente es   cm̄¹.  Al conjunto de rayas comprendidas en la zona visible del espectro del hidrógeno se le dio el nombre de serie de Balmer. El descubrimiento realizado por Balmer confirmaba con toda seguridad la existencia de determinados niveles energéticos dentro del átomo; de este modo, la emisión de una cierta radiación definida por una concreta longitud de onda correspondería a la producción de un fotón cuya energía fuese igual a la diferencia entre esos dos estados energéticos del átomo. Posteriormente el modelo atómico de Bohr a partir de sus postulados dio una base solidad a el estudio de la espectroscopia.

10 Problema Resuelva un problema sencillo del libro texto
Calcular la longitud de onda de un fotón emitido por un átomo de hidrógeno, cuando su electrón desciende del nivel n=3 al nivel n=2. Datos: E3 = -0,579 E-19 cal; E2 = -1,103 E-19 cal; h = 1,58 E-34 cal · s Por consiguiente:

11 sugerencias Mencione personajes, años, lugares
Puede adicionar un poster ó un infograma en una diapositiva ó archivo adjunto Puede adicionar un archivo de exel ó matemática mostrando algunos cálculos del modelo