FACULTAD DE INGENIERIA. DIVISION DE CIENCIAS BASICAS UNAM. (27 DE ENERO 2014). Estrategia de Planeación del Modelo Atómico de Bohr

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Laura Sosa Flores
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1 FACULTAD DE INGENIERIA. DIVISION DE CIENCIAS BASICAS UNAM. (27 DE ENERO 2014). Estrategia de Planeación del Modelo Atómico de Bohr PROFESOR. DR. RAMIRO MARAVILLA GALVAN

MODELOS EN LA ENSEÑANZA. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR. Competencia disciplinar 8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos. Atributo de la competencia.

2 MODELOS EN LA ENSEÑANZA. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR. Competencia disciplinar 8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos. Atributo de la competencia. Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de problemas cotidianos. 1. Objetivo (Nivel de desempeño). Los estudiantes en trabajo colaborativo comprenderán los principios teóricos de la onda para explicar los espectros de emisión del átomo de Hidrogeno. 2. Orientación. Se forman equipos de trabajo, preferentemente 4 por equipo. El profesor proporciona a cada equipo la siguiente lectura. La onda electromagnética y el modelo atómico de Bohr. 3. Procesamiento de la información. En 1873 el físico Ingles James Clarck Maxwell propuso que la luz visible está formada por ondas electromagnéticas. Una onda electromagnética tiene dos componentes, un campo eléctrico y un campo magnético. Modelo Escolar de la onda electromagnética. La onda transmite energía y se caracterizan por su longitud (λ), amplitud y frecuencia (f), cuyo producto es la velocidad (v) de propagación de la onda. V = λf La luz blanca está compuesta de onda electromagnética de diferentes longitudes de onda, así que cuando se hace pasar luz blanca a través de un prisma estas se descomponen en diferentes ondas conocida como espectro visible.

A estas líneas se les conoce como el espectro continuo del espectro Cuando se hace pasar luz blanca por una lámpara de Hidrogeno y esta por un prisma ya no se observa un espectro continuo sino uno

3 A estas líneas se les conoce como el espectro continuo del espectro Cuando se hace pasar luz blanca por una lámpara de Hidrogeno y esta por un prisma ya no se observa un espectro continuo sino uno discontinuo. Esta evidencia demuestra que el hidrogeno absorbe ciertas longitudes de onda. En 1885 el físico Johann Balmer propuso una expresión matemática que justificaba las líneas de emisión del átomo de hidrogeno y posteriormente Johannes Rydberg logro establecer una expresión matemática que justificaba las líneas de emisión del átomo de Hidrogeno. Donde λ = longitud de onda de la línea de expresión R H = constante de Rydberg = x10 7 m n1 = 1,2,3,.. n2 = n1+1, n1+2, n1+3 = R H ( - ) Posteriores trabajos sobre la emisión espectral del átomo de Hidrogeno se obtuvieron diferentes valores para n1 y n2 originando las series de Lyman, Balmer, Paschen, Brackett, Pfund. SERIES n 1 N 2 Lyman 1 2,3,4,5,6,. Balmer 2 3,4,5,6,7. Paschen 3 4,5,6,7,8

4 Brackett 4 5,6,7,8,9. Pfund 5 6,7,8,9,10 Max Planck (1900) propuso que los átomos y la moléculas solo pueden emitir u absorber energía radiante solo en cantidades discretas que llamó cuánto. El cuanto es la mínima cantidad de energía que puede ser absorbida o emitida en forma de radiación electromagnética La fórmula que utilizo Max para calcular el cuantum de energía. E c = hf Donde: E c = energía del cuantum h = constante de Planck = x10-34 J.s f = frecuencia del cuantum emitido o absorbido MODELO DEL ATOMO DE HIDROGENO. En 1913 Bohr conjunto todo lo que se sabía de los espectros electromagnéticos, la teoría cuántica y el efecto fotoeléctrico y elaboró unos postulados del comportamiento de los electrones dentro del átomo dando un nuevo modelo atómico. Para explicar la emisión y absorción de energía luminosa Bohr desarrollo el modelo atómico del hidrogeno que tiene un protón y un electrón. En su modelo las orbitas estaban cuantizadas y el electrón solo puede ocupar cierto ciertos niveles energéticos discretos (así fue como introdujo la teoría cuántica de Planck). El modelo se basó principalmente en los siguientes postulados. 1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares estables. El electrón es mantenido en su órbita por la fuerza electrostática que lo atrae hacia su núcleo (Fe = Fc) 2. Solo son permitidas aquellas órbitas que sean múltiplos de (momento angular del electrón). donde h = constante de Planck y n = número entero que indica la órbita 3. Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, la transición va acompañada de absorción o emisión de energía en forma de fotón.

5 5. Interdependencia social positiva (se aprende en grupo, se comparte el conocimiento. Técnica didáctica. Lluvia de ideas. 1. Existen otras líneas espectrales distintas al átomo de hidrogeno 2. Como son las orbitas de los electrones en el átomo de Hidrogeno 3. El Modelo del átomo de Hidrogeno es aplicable a otros elementos de la tabla periódica. 4. Porque el electrón no cae en espiral hacia el núcleo en el modelo de Bohr 5. Porque el espectro de absorción del átomo de Hidrogeno no es continuo 6. El modelo atómico es aplicable a otros átomos. 7. En que momento es cuando el átomo emite un fotón. 8. explique si el electrón puede estar en cualquier orbita 9. Qué tipo de Fuerza es la que ejerce el núcleo sobre el electrón. 10. cuál es la expresión matemática que relaciona la energía del electrón con la energía del fotón. 4. Recapitulación. El alumno lo hace. -El alumno investiga las expresiones matemáticas relacionada con los postulados de Bohr y posteriormente las aplica en la resolución de problemas. -Expresiones matemáticas relacionadas al primer postulado de Bohr. Ec. 1 Fe = Fe = fuerza eléctrica K = constante de Coulomb = 9x10 9 (Nm 2 C -2 ) e = carga fundamental del electrón = x1o -19 C. Z = número atómico Ec 2. Fc = - m = masa del electrón = x10-31 kg r = radio de la órbita en que se encuentra el electrón. v = velocidad del electrón en la órbita. Ec.3 Ec.4 E T = E P +E c Donde E T = Energía total E P = Energía potencial E c = Energía cinética

6 Ec.5. Ep = - y Ec.6. Ec = sustituyendo Ec 7. E T = - -Expresiones matemáticas relacionadas con el segundo postulado de Bohr. Ec. 8 E= mc 2 Ec.9 Ef = Ec.10 mv = Ec.11 2πr = nλe Ec.12 mvr = Ec. 13 r = Donde E = energía E f = energía del fotón m = masa del electrón = 9.11x10-31 kg h = constante de Planck = x10-34 j.s λ = Longitud de onda λe = longitud de onda del electrón Rb = Radio de Bohr = x10 7 m R = radio de la órbita. n = orbita -Expresiones matemáticas relacionadas con el tercer postulado de Bohr. Ec. 14 = R H z 2 [ - ] Ec.15 ƒ = R H z 2 c [ - ] o ƒ = Ec.16 E F = R H z 2 hc [ - ] Donde. R H = constante de Rydberg = x10 7 m C = velocidad de la luz = 3x10 8 m/s n L y n H líneas de emisión (Lymann, Balmer etc). 6. Metacognicion y transferencia. (aplicación)

7 En equipo resolverán el siguiente problema. Determine el color de las nubes de hidrógeno de la Vía Láctea, si los electrones de cada átomo efectúan una transición electrónica que corresponde a la primera línea espectral de la serie de Balmer. Justifique su respuesta. Resp. Es de color rojo 7. Evaluación. El alumno de manera individual resolverá el siguiente problema. Un átomo hidrogenoide que se encuentra en cúmulos de galaxias lejanas, emite un fotón de 6.9 [kev]. Si la emisión corresponde a la primera línea espectral de la serie de Lyman, identifique el elemento al cual pertenece el átomo. Respuesta. Z = 26; el elemento es Hierro

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