* Descubrimiento del núcleo atómico

Presentación del tema: "* Descubrimiento del núcleo atómico"— Transcripción de la presentación:

1 * 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

2 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 observó que la mayoría De las partículas alfa pasaban a través de las láminas sin desviarse; una parte experimentaba una ligera desviación; E. Rutherford

3 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.

4 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.

5 EXPERIMENTO DE E. RUTHERFORD

6 MODELO PLANETARIO DE E. RUTHERFORD

7 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 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: Niels Bohr

8 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)

9 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,…

10 SEGUNDO POSTULADO : De las órbitas permitidas
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. m.v x 2πr = n.h A partir de esta expresión se obtiene:

11 rn = a0.n2 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”

12 TERCER POSTULADO : Niveles estacionarios de energía
Mientras que el electrón gira en una órbita permitida, no emite ni absorbe energía, porque dichas órbitas son niveles estacionarios de energía cuantizada. La energía del electrón es constante y aumenta al aumentar el valor de “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:

13 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 ergios Joule (J) = 107 ergios 1 cal = 4,184 J kcal = 1000 cal

14 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

15 Ea = energía del nivel más lejano (na)
Eb = energía del nivel más cercano (nb) al núcleo:

16

17 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”: Siendo: n = órbita o nivel Z = número atómico

18 b) Radio de la órbita (rn) del electrón, en el nivel “n”:
c) Energía del electrón (En), en el nivel “n”:

19 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.