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2.3.1. Inconsistencias del modelo de Rutherford
2.3.1. Inconsistencias del modelo de Rutherford
El modelo atómico de Rutherford tuvo sus aciertos, pero había aspectos mejorables:
Por una parte, el electrón no podía estar girando en cualquier órbita, pues al ser una partícula cargada emitiría energía en su giro, lo que daría lugar a una pérdida gradual de energía que derivaría en una precipitación contra el núcleo.
Por otra parte, el modelo atómico de Rutherford no podía explicar los espectros atómicos.
Antes de hablar de los espectros atómicos, es interesante saber qué es la radiación de un cuerpo negro con temperatura distinta de 0K.
Cuando descomponemos mediante un prisma la luz blanca emitida por cuerpo incandescente, como una bombilla de filamento, o del Sol (que al fin y al cabo es un cuerpo incandescente), observamos que no existe separación entre los distintos colores del espectro visible (que vulgarmente llamamos los colores del arco iris). Esto es lo que llamamos un espectro continuo, pues se muestran de forma continua todos los colores. Además, a cada intervalo de color le corresponde un intervalo de energía.
RECURSO. RADIACIÓN DEL CUERPO NEGRO
RECURSO. RADIACIÓN DEL CUERPO NEGRO
A través de esta simulación puedes observar cómo evoluciona la radiación de un cuerpo negro a medida que aumenta su temperatura. La energía de la radiación emitida es mayor cuanto mayor es la temperatura. Así, cuerpos negros como el sol y una bombilla incandescente emiten radiación dentro del espectro visible, incluso el sol emite radiación más energética que la asociada al color violeta, en ultravioleta.
Ahora es preciso hacer hincapié en dos nuevos conceptos relativos a los espectros:
Espectro de emisión. Es aquel que procede de la descomposición mediante un prisma de la luz emitida por una sustancia lo suficientemente caliente (ahora no hablamos de cuerpo incandescente). Estos espectros muestran líneas concretas de luz (visible o no visible) que corresponden con emisiones concretas de energía.
Espectro de absorción. Es aquel que procede de la descomposición de la luz procedente de un cuerpo incandescente que pasa a través de una sustancia fría, que en este caso absorbe ciertas frecuencias de luz procedente de la emisión de dicho cuerpo incandescente. Estos espectros muestran todos los colores (visibles o no visibles) salvo ciertas líneas concretas que se muestran como líneas negras.
Si ambas sustancias son la misma, los espectros de emisión y absorción son análogos. La siguiente imagen te sacará de dudas:
RECURSO TIC
A través de esta aplicación puedes observar cómo cada elemento del sistema periódico presenta su propio espectro de absorción y emisión.
DOCUMENTAL. ESPECTRO ATÓMICO
2.3.2. El modelo atómico de Bohr
2.3.2. El modelo atómico de Bohr
Niels Bohr, colaborador de Rutherford, mejoró el modelo introduciendo la cuantización de la energía. Así, los electrones no podían estar a cualquier distancia del núcleo, sino en ciertos niveles. Bohr postuló:
Que el átomo consta de una parte central con carga positiva que concentra casi la totalidad de su masa (núcleo) y de una corteza electrónica exterior en donde los electrones, con carga negativa, describen órbitas circulares. Aquí no añade nada nuevo al modelo de Rutherford.
Los electrones no pueden ocupar órbitas en cualquier parte del espacio, sino solo unas zonas concretas en las que el electrón tenga un impulso angular múltiplo de la constante de Planck.
Las órbitas electrónicas que cumplen las condiciones anteriores son estables, de manera que el electrón ni pierde ni gana energía.
Se estableció que, cuando un electrón está en un nivel de energía que no es el más bajo posible, el átomo está en estado excitado. Por el contrario, cuando todos los electrones de un átomo ocupan los niveles de menor energía posible, el átomo está en estado fundamental.
De esta forma, Bohr no solo puso fin a las inconsistencias del modelo de Rutherford, sino que logró explicar el espectro del átomo.
EL ESPECTRO DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Del hidrógeno, el gas más estudiado, se obtenía un espectro de emisión, en la zona visible, que presentaba unas líneas que parecían estar cada vez más juntas. En las zonas no visibles, había otras líneas de emisión que no se podían ver a simple vista, pero que parecían estar asociadas de forma similar.
Esta serie de líneas, pertenecientes al espectro visible, fueron estudiadas por el científico Balmer años atrás, y Bohr teorizó que tales líneas se debían a saltos de electrones desde niveles de energía n>2 al nivel de energía n=2.
De igual forma, cuando los saltos no son caídas hasta n=2, sino hasta otros niveles, como n=1, n=3, etc., se se producen otras líneas espectrales, aunque no visibles por el ojo humano. Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno están agrupadas en las siguientes series espectrales, nombradas por su descubridor:
Serie de Lyman (UV Lejano) ni=1 (UV Lejano)
Serie de Balmer (Visible) ni=2 (Visible)
Serie de Paschen (IR muy próximo) ni=3 (IR muy próximo)
Serie de Brackett (IR próximo) ni=4 (IR próximo)
Serie de Pfund (IR ordinario) ni=5 (IR ordinario)
RECURSO TIC
A través de la siguiente aplicación interactiva, se puede observar los resultados en tres situaciones diferentes. La situación (1) muestra la raya espectral del tránsito [n=2 → n=1]. Como se ha comentado antes, se encuentra en la zona ultravioleta. La situación (2) muestra la raya espectral del tránsito [n=3 → n=1], que también se encuentra en la zona ultravioleta. Por último, la situación (3) muestra los cuatro tránsitos conducentes a la líneas espectrales de la zona visible.
RECURSO TIC
Con esta aplicación puedes probar a enviar fotones de distinta energía al átomo de hidrógeno. Podrás comprobar que solamente ciertas energías de fotones consiguen provocar tránsitos electrónicos desde el nivel 1 a niveles superiores. Posteriormente, observarás que los electrones vuelven a su órbita de nivel n=1, acompañado de una emisión de un fotón con la misma energía que la energía que había absorbido para su excitación.
A través de los postulados de Bohr se logró llegar de forma analítica a una ecuación que fue deducida décadas antes de forma experimental, la ecuación de Rydberg. Gracias a esta ecuación podía determinarse la energía emitida o absorbida por un átomo cuando tiene lugar una transición electrónica entre dos niveles. Sin embargo, esta ecuación sólo era válida para el átomo de hidrógeno o átomos que, como el hidrógeno, tuviesen un solo electrón. Para átomos con más electrones, la ecuación ya no predecía correctamente la energía emitida en las transiciones electrónicas.
2.3.3. El modelo atómico de Bohr-sommerfeld (1916)
2.3.3. El modelo atómico de Bohr-sommerfeld (1916)
Arnold Sommerfeld, perfeccionó el modelo de Bohr estableciéndose el denominado modelo de Bohr-Sommerfeld. Este modelo añadiría al modelo de Bohr lo siguiente:
No se considera un núcleo estacionario, sino un conjunto electrón núcleo que gira alrededor de un centro de masas imaginario.
Las órbitas no solo pueden ser circulares, sino también elípticas
Tiene en cuenta ligeras variaciones de masa como consecuencia de las altas velocidades de movimiento de los electrones (ley relativista de Lorentz).
RECURSO TIC
El simulador dispone de dos opciones: experimento y predictivo.
El modo experimento permite simular lo que sucede realmente al hacer pasar radiación a través de una caja que contiene hidrógeno.
El modo predicción permite simular lo que sucedería si el átomo de fuese como predicen los modelos de: bola de billar (Dalton), budín de ciruelas (Thomson), sistema solar clásico (Rutherford), Bohr, De Broglie y Schrödinger.
Dependiendo del modelo simulado, puede obtenerse una representación de un hipotético resultado experimental con espectrómetro y una representación de los saltos que tienen lugar en los diagramas de energía del electrón.
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