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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN
CAMPO 1
MODELO ATÓMICO DE BOHR
por
Cano...
MODELO ATÓMICO DE BOHR
MODELO ATÓMICO DE BOHR
El modelo atómico de Bohr es un modelo cuantizado del átomo que Bohr
propusó...
deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar
este problema Bohr supuso que los electrones...
propagaban en línea recta hacia el terminal positivo o ánodo. Como no pudo
explicar cual era la naturaleza delos rayos y s...
tiempo generando a su vez un campo magnético y viceversa, ya que los
campos eléctricos variables generan campos magnéticos...
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incidente sobre el ya sea calorífica, luminosa u otra de cualquier índole. Al
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Existen muchos tipos de ondas, como las del agua, el sonido y de la luz. En
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subniveles: s, p, d y f cuya forma es difícil de d...
nivel 1 de energía subnivel s hay dos electrones, en el nivel 2 de energía
subnivel s existe un electrón, por tanto en tot...
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Trabajo Quimica Expo 1

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Trabajo Quimica Expo 1

  1. 1. UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN CAMPO 1 MODELO ATÓMICO DE BOHR por Cano Vega Mario Alberto Castro Dolores Ivonne Gómez Cervantes Marylú Flores Castañón Susana Abigail Lara Reyes Tania Lorena Muro Hidalgo Nancy MATERIA: QUÍMICA I GRUPO: 1101 CARRERA: FARMACIA Cuautitlán Izcalli, México a 28 de Agosto de 2008 1
  2. 2. MODELO ATÓMICO DE BOHR MODELO ATÓMICO DE BOHR El modelo atómico de Bohr es un modelo cuantizado del átomo que Bohr propusó en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones. Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones 2
  3. 3. deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal. Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno. Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen. Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica. ANTECEDENTES DEL MODELO DE BOHR Desde la antigüedad existe la idea de que la materia está compuesta por átomos. 500 años antes de la era cristiana Leucipo y Demócrito pensaban que todas las cosas de nuestro alrededor estaban constituidas por diminutas partículas a las cuales llamaron átomos porque creían que no podían dividirse. A principios del siglo XIX John Dalton les asigno peso a los átomos y creo su Teoría atómica. Años más tarde William Crookes descubrió los rayos catódicos producidos cuando existe una fuerte diferencia de potencial entre dos electrodos o terminales metálicas localizadas en el interior de un tubo de vidrio al vacio en donde observó que el terminal negativo o cátodo emitía que se 3
  4. 4. propagaban en línea recta hacia el terminal positivo o ánodo. Como no pudo explicar cual era la naturaleza delos rayos y solo sabía que provenían del cátodo, los nombre rayos catódicos. En 1897 Joseph Thomson demostró que los rayos catódicos eran pequeñas partículas cargadas negativamente, estas eran emitidas por el metal que componía el cátodo y las nombró electrones. En 1913 Ernest Rutherford expuso su Teoría del Átomo Nuclear donde concluyó que el átomo tiene un núcleo central muy pequeño en el cual está centrada toda la carga positiva de la mayor parte de la masa del átomo, el núcleo que más adelante recibiría el nombre de núcleo atómico, y alrededor del mismo se encuentran distribuidos los electrones, así como en un sistema planetario diminuto. NATURALEZA DUAL DE LA LUZ .En el siglo XX, los trabajos de Albert Einstein (1879-1955) sobre el efecto fotoeléctrico establecieron que la luz tiene una doble naturaleza donde se comporta como onda y partícula de manera que: • Está formada por haces de partículas elementales llamados fotones. • Posee una condición de onda electromagnética que se desplaza con una velocidad en el vacío aproximadamente igual a 300.000 km/s. Esta dualidad se basa en las teorías clásicas de Huygens y Newton, que exponen teoría contrapuestas: Huygens en su Teoría Ondulatoria, Esta teoría considera que la luz es una onda electromagnética, consistente en un campo eléctrico que varía en el 4
  5. 5. tiempo generando a su vez un campo magnético y viceversa, ya que los campos eléctricos variables generan campos magnéticos y los campos magnéticos variables generan campos eléctricos. De esta forma, la onda se auto propaga indefinidamente a través del espacio, con campos magnéticos y eléctricos generándose continuamente. Estas ondas electromagnéticas son sinusoidales, con los campos eléctrico y magnético perpendiculares entre sí y respecto a la dirección de propagación (k). Newton en su Teoría Crepuscular, estudia la luz como si se tratase de un torrente de partículas sin carga y sin masa llamadas fotones, capaces de portar todas las formas de radiación electromagnética. Esta interpretación resurgió debido a que, la luz, en sus interacciones con la materia, intercambia energía sólo en cantidades discretas de energía denominada cuantos. Este hecho es difícil de combinar con la idea de que la energía de la luz se emita en forma de ondas, pero es fácilmente visualizado en términos de corpúsculos de luz o fotones. NATURALEZA DE LA LUZ COMO PARTÍCULA La luz se emite a base de partículas, los fotones y se propaga en forma de ondas electromagnéticas. La radiación electromagnética es una forma de energía formada por campos eléctricos y perpendiculares que cambian con el tiempo en la misma fase. La radiación electromagnética tiene propiedades corpusculares (de partícula) y también propiedades ondulatorias. Una partícula de radiación electromagnética se llama fotón. 5
  6. 6. Ca da fotón porta una cantidad definida de energía. La energía de un fotón es proporcional a la frecuencia de la radiación electromagnética e inversamente proporcional a la longitud de la onda de esa ecuación. h=es la constante de proporcionalidad llamada constante de Planck c=es la velocidad de la luz en el vacio 2.998 x 108 m .s-1 v=es la frecuencia de la radiación en s-1 λ = es la longitud de onda de la radiación en metros A mayor frecuencia, la energía de un fotón de radiación electromagnética es mayor. A mayor longitud de onda, la energía de un fotón de radiación electromagnética es menor. • Cuantización de la energía (Max Planck) La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradiación de un cuerpo sólido caliente. El físico alemán Max Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores. Para estudiar la radiación térmica se propone el modelo del cuerpo negro. Un cuerpo negro es aquel que absorbe toda la energía radiante 6
  7. 7. incidente sobre el ya sea calorífica, luminosa u otra de cualquier índole. Al entrar cualquier radiación por el agujero se reflejaría en las paredes de la esfera hasta quedar totalmente absorbida. Pero cuando un cuerpo negro esta en equilibrio con sus alrededores radiara la misma cantidad de energía que absorbe. Para explicar la radiación del cuerpo negro Max Planck, en 1900 propuso que cada una de las partículas que constituyen la materia se comporta como osciladores armónicos de frecuencia de oscilación dada; pero se aparta de las leyes de la Física clásica. Planck decía que la energía no se emite en forma continua, sino en forma discreta, es decir en pequeñas cantidades de energía, a los que denomino cuantos. Un cuanto es una porción de energía que posee, emite y adsorbe energía. Es decir establece que la energía que emite o absorbe un átomo está formada cuantos de energía. La energía de cada uno de los cuantos que emite o absorbe el átomo viene dada por la expresión: E = h . v h=es la constante de proporcionalidad llamada constante de Planck v=es la frecuencia de la radiación en s-1 Max Planck concibió una fórmula que se adecuaba bastante a los datos experimentales, pero la fórmula solo tenía sentido si se asumía que la energía de una molécula vibrante era quantizada--esto es, solamente podía tomar ciertos valores. La energía debería ser proporcional a la frecuencia de vibración y parecía llegar en pequeños "bloques" de la frecuencia, multiplicados por una cierta constante. Esta constante llegó a conocerse como la constante de Planck, o h y tiene el valor: h= 6.62x10-34 joule segundo (j.s) Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia. • La radiación en un cuerpo negro Un cuerpo negro es aquel que absorbe toda la energía radiante incidente sobre el ya sea calorífica, luminosa u otra de cualquier índole. Al entrar cualquier 7
  8. 8. radiación por el agujero se reflejaría en las paredes de la esfera hasta quedar totalmente absorbida Pero cuando un cuerpo negro esta en equilibrio con sus alrededores radiara la misma cantidad de energía que absorbe. Planck decía que la energía no se emite en forma continua, sino en forma discreta, es decir en pequeñas cantidades de energía, a los que denomino cuantos. Un cuanto es una porción de energía que posee, emite y adsorbe energía. Por lo que el cuanto es el paquete básico de energía. La radiación esta constituida por partículas llamadas fotones, que transportan energía en forma directa concentrada en cuantos de energía. La constante de Planck es utilizada para calcular la energía emitida por un cuanto de radiación electromagnética se presenta con la letra h y su valor es: 6.62x10-34 j.s. NATURALEZA DE LA LUZ COMO ONDA Una onda es una alteración vibrátil mediante la cual se transmite la energía. Las propiedades características de las ondas son su longitud y altura así como el número de ondas que pasan por un determinado punto en un segundo. La longitud de onda, λ (lambda), es la distancia entre puntos iguales de ondas sucesivas. La frecuencia, v (nu), es el número de ondas que pasan por un punto particular en un segundo. La amplitud de la onda es la distancia vertical de la línea media a la cresta o al valle de la onda. 8 Radiación de cuerpo negro para diferentes temperaturas. El gráfico también muestra el modelo clásico que predijo a la ley de Planck
  9. 9. Existen muchos tipos de ondas, como las del agua, el sonido y de la luz. En 1873, James Clerck Maxwell propuso que la luz visible se compone de ondas electromagnéticas. De acuerdo, a esta teoría, una onda electromagnética tiene un componente de campo eléctrico y un componente de campo magnético. Ambos componentes tienen la misma longitud de onda y frecuencia, y por tanto, igual velocidad, pero viajan en planos perpendiculares. Las ondas electromagnéticas viajan alrededor de metros por segundo o 186000 millas por segundo en el vacío. Esta velocidad varía según el medio, pero no lo suficiente para cambiar sustancialmente los cálculos. Por convención, la velocidad de las ondas electromagnéticas, que comúnmente se llama velocidad de la luz, se expresa con el símbolo c. La longitud de onda de las ondas electromagnéticas se expresa comúnmente en nanómetros (nm). • Espectro Electromagnético Se denomina espectro electromagnético a la distribución energética del conjunto de las ondas electromagnéticas. Referido a un objeto se denomina espectro electromagnético o simplemente espectro a la radiación electromagnética que emite (espectro de emisión) o absorbe (espectro de absorción) una sustancia. Dicha radiación sirve para identificar la sustancia de manera análoga a una huella dactilar. Los espectros se pueden observar mediante espectroscopios que, además de permitir observar el espectro, permiten realizar medidas sobre éste, como la longitud de onda, la frecuencia y la intensidad de la radiación. 9
  10. 10. Se da el nombre de espectro óptico al conjunto de rayos de diferentes colores que se forman uno junto al otro, cuando un rayo se descompone al atravesar un prisma de cristal o una red de difracción. Esto se debe a que al pasar el rayo luminoso de un medio a otro de índice de refracción, su trayectoria sufre una desviación mayor según disminuya su longitud de onda. El espectro obtenido a través de un prisma es poco precisa, por ello se utiliza un aparato llamado espectroscopio, mismo que proporciona un espectro claro y detallado. Existen tres tipos de espectros:  Espectro de Emisión  Espectro de Absorción  Espectro de Rayos X • Espectro de emisión El espectro de emisión es el producido por cualquier tipo de manantial de luz, si se trata de un sólido incandescente produce un espectro continuo que contiene todas las longitudes de onda comprendidas entre sus dos límites. Cuando un gas es excitado eléctrica o térmicamente emite un espectro de líneas característico de él. Así pues, la formación del espectro de líneas de cada elemento se debe a que los electrones emiten cantidades definidas de energía, por ello la luz es originada cuando los electrones, que se encontraban excitados y por tanto habían pasado de un nivel de energía a otro mayor, regresan a su nivel original y liberan su exceso de energía emitiéndola como radiación electromagnética, es decir, en forma de luz monocromática de longitud de onda perfectamente determinada por los niveles energéticos final e inicialen el seno del átomo. Lo a átomos de sodio gaseoso emiten una serie de líneas básicamente amarillas, las cuales son tan inconfundibles como la serie de líneas producidas por los átomos de otros elementos; tal como sucede con las huellas dactilares características de cada persona. Kirchhoff descubrió que todo elemento químico tiene un espectro de líneas de emisión característico, esto ha permitido a los físicos desarrollar la técnica del análisis espectral y catalogar con exactitud las líneas que constituyen el espectro de emisión de cada sustancia. Por tanto, si se desea conocer la naturaleza de una sustancia 10
  11. 11. desconocida basta con obtener su espectro de emisión, pues las distintas combinaciones químicas de un mismo elemento químico no alteran fundamentalmente su espectro. En conclusión podemos afirmar que el origen del espectro de un elemento se encuentra en sus átomos. • Espectro de Emisión del Hidrógeno En 1913, Bohr, dio a conocer una explicación teórica del espectro de emisión del átomo de hidrógeno. Se suponía que en el átomo del hidrógeno, la atracción electrostática del protón positivo “solar” y el electrón negativo “planetario” empujaba al electrón hacia el interior y que esta fuerza se contrarrestaba por la aceleración externa debida al movimiento circular del electrón. También incluía la idea d que los electrones se movían en órbitas circulare, pero imponía restricciones rigurosas; el único electrón del átomo de hidrógeno podía estar localizado sólo en ciertas órbitas. Dado que cada órbita tiene una energía particular, las energías asociadas al movimiento del electrón en las órbitas permitidas deberían tener un valor fijo, es decir, estar cuantizadas. Bohr suponía que la emisión de radiación por un átomo de hidrógeno energizado se debía a la caída del electrón desde una órbita de mayor energía , y esto originaba un cuanto de de energía, un fotón en forma de luz. Con argumentos fundamentados en la interacción electrostática y en las leyes del movimiento de Newton. Bohr, demostró que las energías que tiene el electrón en el átomo de hidrógeno están dadas por: Donde la constante de Rydberg, tiene valor de . El número n denominado número cuántico principal, es un entero que tiene valores de n= 1, 2, 3… 11
  12. 12. El signo negativo de la ecuación es una convención arbitraria de para indicar que la energía del electrón en el átomo es menor que la energía del electrón libre, es decir un electrón situado a distancia infinita del núcleo. A la energía del electrón libre se le asigna un valor arbitrario de cero. Matemáticamente, esto significa que n tiene un valor infinito en la ecuación, de manera que Cuando un electrón se acerca más al núcleo (cuando n disminuye), aumenta el valor absoluto de pero también se vuelve más negativo. alcanza su valor más negativo cuando n = 1, y corresponde al estado energético más estable. Este estado se conoce como estado fundamental o nivel basal y corresponde al estado de energía más bajo de un sistema (en este caso de un átomo). La estabilidad del electrón disminuye para n =2, 3,… Cada uno de estos niveles es un estado excitado o nivel excitado y tiene mayor energía que el estado fundamental. Se dice que un electrón de hidrógeno esta en excitado cuando n es mayor que 1. En el modelo de Bohr, el radio de cada órbita circular depende de de modo que cuando n aumenta desde 1 a 2 o 3, el radio de la órbita aumenta muy rápido. Por consiguiente cuando mayor es el estado excitado, el electrón se encuentra más alejado del núcleo y este lo retiene con menor fuerza. 12
  13. 13. Al observar el espectro de emisión del Hidrógeno se nota una gran regularidad en las líneas, cada línea representa una radiación luminosa emitida por un electrón al pasar de un nivel de energía a otro de menor energía. Rydberg encontró una ecuación empírica que relaciona la longitud de onda de cada radiación con el nivel de energía del electrón, la cual se verá con detalle más adelante Para el espectro de emisión del hidrógeno se ha observado distintas series espectrales que van desde el ultravioleta hasta el infrarrojo. La única serie observable a simple vista es la de Balmer, las otras se determinan mediante espectrofotómetros. EFECTO FOTOELÉCTICO El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones por parte de un metal cuando sobre el se incide radiación electromagnética. Heinrich Hertz observó por primera vez el efecto fotoeléctrico en 1887. Pero basado en el trabajo de Planck, Einstein propuso que la luz también entrega su energía en paquetes; la luz podría, así, estar constituida de pequeñas partículas, o cuantos, llamadas fotones, cada uno con una energía equivalente a la constante de Planck multiplicada por su frecuencia. Einstein llego a la conclusión que, la luz tiene un comportamiento corpuscular formado por partículas sin masa, llamados fotones. En sus experimentos observo que al aumentar la intensidad de la luz del mismo color, provocando que aumentara el número de fotones emitidos, pero no aumento su energía, con lo cual se desprenden más electrones a la misma velocidad. Esto permitió explicar que radiaciones de la misma intensidad pero de distinto color (frecuencia de la luz) produjera distintas velocidades de salida de los electrones. La energía del 13
  14. 14. fotón se gasta en vencer la fuerza que mantiene al electrón unido al átomo y en darle velocidad. Por lo que a finales del siglo XIX, se comprobó que los electrones escapan del metal a una velocidad que no depende de la velocidad de la luz incidente, sino del color (frecuencia de la luz). La luz al propagarse se comporta como una onda, pero cuando interactúa con la materia se comporta como un corpúsculo llamados fotones. En conclusión el efecto fotoeléctrico consiste en la capacidad que posee la luz para arrancar electrones de una superficie metalica, esos electrones escapan del metal que depende de la frecuencia de la luz, es decir, cuando un fotón incide sobre una superficie metálica, cede su energía a un electrón, que la utiliza para escapar. MODELO ATÓMICO DE BOHR Neals Bohr (1885-1962), un joven físico danés que trabajaba en el laboratorio de Rutherford, sugirió un modelo para el átomo de hidrogeno (H) que predecía la existencia de espectros de líneas. En su modelo, Bohr uso las ideas de Planck y de Einstein sobre la cuantizacion de la energía y propuso tres postulados: • El átomo de H tiene solo ciertos niveles de energía permitidos, a los cuales Bohr denomino estados estacionarios. Cada uno de estos estados esta asociado con una órbita circular fija del electrón alrededor del núcleo. • El átomo no irradia energía mientras se encuentre en uno de estos estados estacionarios. Esto es, a pesar de que se violan las ideas de la física clásica, el átomo no cambia energía mientras el electrón alrededor se mueve dentro de una órbita. • El átomo cambia a otro estado estacionario solo por absorción o emisión de un fotón cuya energía sea igual a la diferencia en energía entre los dos estados: 14
  15. 15. E(fotón) = E(estado A) – E(estado B) = hv Donde la energía del estado A es mas alta que la energía del estado B. Una línea espectral resulta cuando un fotón de una energía especifica (y entonces de una frecuencia especifica) se emite a medida que el electrón se mueve de un estado de alta energía a uno mas bajo. Por tanto, el modelo de Bohr concluye que un espectro atómico no es continuo porque la energía del átomo tiene solamente ciertos niveles, o estados, discretos. • Modelo de Bohr-Sömmerfield Arnold Sommerfield (1868-1951), físico alemán, modifico el modelo atómico de Bohr, basándose en la mecánica relativista y en la Teoría Cuántica, al proponer la existencia de orbitas elípticas y circulares a partir del segundo nivel de energía en el átomo. Considero la subdivisión de los estados estacionarios del átomo en subniveles de energía y los designó con las letras: s, p, d, f. El trabajo de Sommerfield hizó cambiar las órbitas circulares del átomo de Niels Bohr por órbitas elípticas, también introdujo el número cuántico magnético, y en 1916, el número cuántico interno. • Limitaciones del Modelo de Bohr A pesar de su gran éxito al explicar las líneas espectrales del átomo de H, el modelo de Bohr falla al predecir el espectro de cualquier otro átomo, aun el de helio, el siguiente elemento más simple. En esencia, el modelo de Bohr es un modelo de un electrón. Funciona maravillosamente para el átomo de H y otras especies de un solo electrón, como algunas creadas en el laboratorio o vistas en el espectro de las estrellas: He+ (Z=2), Li+2(Z=3), Be+3 (Z=4), B+4 (Z=5), C5+ (Z=6), N6+ (Z=7) y O7+ (Z=8). Pero no funciona para átomos con más de un electrón, porque en estos sistemas hay atracciones nucleo-electron y repulsiones electron-electron adicionales. Sin embargo, hay una razón mas fundamental para las limitaciones del modelo: los electrones no viajan en orbitas fijas. En conclusión, el modelo de Bohr es incorrecto como una imagen del átomo, pero aun así usamos los términos “estado basal” y “estado excitado” 15
  16. 16. y retenemos una de sus ideas centrales en el modelo actual: la energía de un átomo ocurre en niveles discretos. SERIES ESPECTRALES Uno de los logros más espectaculares de la teoría Cuántica es la explicación del origen de las líneas espectrales de los átomos. Cuando se excitan en la fase gaseosa, cada elemento da lugar a un espectro de líneas único. La espectroscopía es un medio de suma utilidad para analizar la composición de una sustancia desconocida. A finales del siglo XIX se descubrió que las longitudes de onda presentes en un espectro atómico caen dentro de determinados conjuntos llamados series espectrales. • Serie de Balmer (1885). Espectro visible del H. La Serie de Balmer es el conjunto de rayas que resultan de la emisión del átomo del hidrógeno cuando un electrón transita de n ≥ 3 a n = 2 (donde n representa el número cuántico principal referente al nivel de energía del electrón). Las transiciones son denominadas secuencialmente por letras griegas: desde n = 2 a n = 1 es llamada Lyman-alpha, 3 a 1 es Lyman-beta, 4 a 1 es Lyman-gamma, etc. • Serie de Lyman. Ultravioleta. 16
  17. 17. La Serie de Lyman es el conjunto de rayas que resultan de la emisión del átomo del hidrógeno cuando un electrón transita de n ≥ 2 a n = 1 (donde n representa el número cuántico principal referente al nivel de energía del electrón). Las transiciones son denominadas secuencialmente por letras griegas: desde n = 2 a n = 1 es llamada Lyman-alfa, 3 a 1 es Lyman-beta, 4 a 1 es Lyman-gamma, etc. La primera línea en el espectro ultravioleta de la serie de Lyman fue descubierta en 1906 por el físico de la Universidad de Harvard Theodore Lyman, quien estudiaba el espectro ultravioleta del hidrógeno gaseoso eléctricamente excitado. El resto de las líneas del espectro fueron descubiertas`por Lyman entre 1906 y 1914. El espectro de la radiación emitido por el hidrógeno no es continuo. • Series en el Infrarrojo. 1. La Serie de Paschen (también llamada Serie de Ritz-Paschen) es la serie de transiciones y líneas de emision resultantes del átomo hidrógeno cuando electrón salta de un estado de n ≥ 4 a n = 3, donde n se refiere al número cuántico principal del electrón. Las transiciones son denominadas secuencialmente con letras griegas: n = 4 to n = 3 es llamada Paschen-alfa, 5 a 3 es Paschen-beta, 6 a 3 es Paschen-gamma, etc. Obtuvieron su nombre después de que el físico alemán, Friedrich Paschen las observara por primera vez en 1908. Las longitudes de onda (nm) de las líneas de la serie de Paschen se encuentran en el infrarrojo cercano y son: N 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 Longitu d de onda en el aire (nm) 1875,11281,81093,81004,9954,6 922,9 901,5 886,3 875,0 866,5 820,4 17
  18. 18. 2. La serie de Brackett es una de varias series de líneas espectrales producidos por hidrógeno. La serie lleva el nombre del físico americano Frederick Sumner Brackett que el observado por primera vez las líneas espectrales en 1922. Las líneas aparecen en las emisiones cuando los átomos de hidrógeno 'electrones descender al cuarto nivel de energía de un nivel más elevado, y aparecen en la absorción de los electrones cuando se sube a partir del cuarto nivel de energía a niveles más altos. Estas líneas se encuentran en la parte infrarroja del espectro electromagnético, con longitudes de onda que van de 4,05 micrómetros (Brackett-alfa) a 1,46 micrómetros (el límite de serie). 3. La serie Pfund es una serie de absorción o líneas de emisión de hidrógeno atómico. Las líneas fueron descubiertas experimentalmente en 1924 en agosto de Herman Pfund, y corresponden a los electrones saltan entre el quinto y el aumento de los niveles de energía del átomo de hidrógeno. NIVELES DE ENERGÍA En un átomo, los electrones están girando alrededor del núcleo formando capas. En cada una de ellas, la energía que posee el electrón es distinta. En 18
  19. 19. efecto; en las capas muy próximas al núcleo, la fuerza de atracción entre éste y los electrones es muy fuerte, por lo que estarán fuertemente ligados. Ocurre lo contrario en las capas alejadas, en las que los electrones se encuentran débilmente ligados, por lo que resultará más fácil realizar intercambios electrónicos en las últimas capas. Donde los electrones de un átomo tengan diferentes niveles de energía, nos lleva a clasificarlos por el nivel energético en el que se encuentra cada uno de ellos. El primer número cuántico ¨n¨(llamado a veces número cuántico principal) corresponde a los diferentes niveles de energía permitidos o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. En algunos casos (por ejemplo en espectroscopia de rayos X) también se denotan como K, L, M, N,... El segundo número cuántico l corresponde al momento angular del estado. Estos estados tienen la forma de armónicos esféricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. A estos subniveles, por razones históricas, se les asigna una letra, y hacen referencia al tipo de orbital (s, p, d, f). • Ecuación de Rydberg Al observar el espectro de emisión del hidrogeno se nota una gran regularidad en las líneas, cada línea representa una radiación luminosa emitida por un electrón al pasar de un nivel de mayor energía u otro de menor energía. Rydberg encontró una ecuación empírica que, relaciona la longitud de onda de cada radiación con el nivel de energía del electrón:         −=∨= 2 2 2 1 111 nn R λ Donde: λ= longitud de onda de la línea espectral en centímetros (cm) ν= numero de onda que representa el numero de ondas por centímetro R= constante de Rydberg para el Hidrogeno = 109678 cm-1 n1= numero entero que puede ser 1, 2, 3, etc., según el nivel de energía menor al que pasa el electrón. 19
  20. 20. n2= (n1+1), (n1+2), (n3+3),…etc., según el nivel mayor de energía del electrón. Para el espectro de emisión del hidrogeno se han observado distintas series espectrales que van desde el ultravioleta hasta el infrarrojo. La única serie observable a simple vista es la de Balmer, las otras se determinan mediante espectrofotómetros. La explicación de estas series se tiene al considerar que el fenómeno llamado excitación atómica; cuando el único electrón del átomo de Hidrogeno esta en la orbita mas cercana al núcleo (n= 1), se dice que el átomo se encuentra en su estado normal; pero si el electrón recibe energía y es forzado a pasar a otra orbita mas alejada del núcleo, se dice que el átomo ha sido excitado. Una vez excitado, el átomo no durara mucho tiempo en ese estado, porque el electrón saltara a una orbita mas cercana al núcleo debido a la atracción que este ejerce sobre el. Al saltar a una orbita mas cercana, el electrón pierde toda o parte de la energía que había ganado, ya que este no regresa necesariamente hasta la orbita mas interior en un solo salto, sino que puede hacerlo en varios saltos sucesivos emitiendo varias ondas electromagnéticas o cuantos de energía diferentes. Como resultado de la colisión de los electrones cada tipo de átomo posee su propia serie de niveles de energía. En la serie espectral visible de Balmer para el hidrogeno se tiene el paso de electrones desde niveles de energía 3, 4, 5, etc. Por ejemplo, si se desea calcular, con base en la ecuación empírica de Rydberg, la longitud de onda de la línea espectral que emitirá un electrón al saltar del nivel de energía 3 al 2 tenemos: Datos λ= ¿? R= 109 678 cm-1 n1= 2 n3= 3 20         −=∨= 2 2 2 1 111 nn R λ Fórmula
  21. 21. Sustitución y resultado       −= − 22 1 3 1 2 1 109678 1 cm λ cmcm /15355 9 1 4 1 109678 1 =      −= − Este resultado representa el número de ondas y nos señala que hay 15 355 ondas por cada centímetro. Para calcular la longitud de onda de la línea espectral tenemos: cm5 105.6 15355 1 − ×==λ Como las longitudes de onda de los rayos luminosos son muy pequeñas, se expresan en una unidad práctica de longitud llamada Ángstrom y cuyo símbolo es Å. La equivalencia entre centímetros y ángstroms es: cm cm 8- 8 1011Å Å101 ×= = Al convertir el resultado del problema anterior a angstroms tenemos: Å105.6 cm1 Å10 105.6 3 8 5 ×=×× − cm Esta longitud de onda tiene un valor dentro del rango del color rojo, por eso la radiación emitida a través del electrón se vera de ese mismo color. Por mencionar otros ejemplos, cuando un electrón pasas de un nivel energético 4 al 2 emite una radiación de color verde, nivel 5 al 2 es azul y del 6 al 2 es violeta. • Números cuántico principal Existen reglas y principios básicos que permiten establecer las estructuras electrónicas de los átomos, estos son: 1.El número de electrones que pueden existir en un nivel de energía o capa esta dado por la regla de saturación, dicha regla señala que el número máximo de electrones en un nivel de energía es igual a 2n2. donde n es el numero cuántico principal, es decir, la capa o nivel energético que pueden ser el 1, 2, 3, …,7, además, también se les designa con la letra: K= 1, L= 2, M= 3, etc. De acuerdo con esta regla de saturación tenemos: 1er. Nivel de energía K: n= 1 2(12)= 2 electrones 2do. Nivel de energía L: n= 2 2(22)= 4 electrones 3er. Nivel de energía M: n= 3 2(32)= 18 electrones 21
  22. 22. 4to. Nivel de energía N: n= 4 2(42)= 32 electrones Esta regla se cumple hasta el cuarto nivel, para los otros solo se considera que en la última capa no puede haber mas de 8 electrones. 2. El número de subniveles que hay dentro de cada nivel de energía es igual a su número cuántico principal. En el primer nivel de energía 1 o k solo existe un subnivel u orbital llamado s. En el segundo nivel 2 o l hay dos subniveles: el s y p. En el tercer 3 o M son tres subniveles s, p y d. en el cuarto nivel 4 o N existen cuatro subniveles: s, p, d y f. 3. La saturación de los subniveles s, p, d y f, es decir, el numero máximo de electrones posible en cada subnivel es el siguiente: Subnivel s: tiene dos electrones máximo. Subnivel p: tiene 6 electrones máximo. Subnivel d: tiene 10 electrones máximo. Subnivel f: tiene 14 electrones máximo. Un electrón en un átomo puede encontrarse dentro de un espacio que rodea al núcleo. Si se fotografiara al electrón en las sucesivas posesiones que ocupa al girar alrededor del núcleo encontraríamos como resultado la imagen conocida como nube electrónica: la zona que ocupa la nube electrónica recibe el nombre de orbital. Para describir las características de los diferentes tipos de orbítales atómicos, se usan los llamados numero cuánticos n, l, m, s. n. Es el numero cuántico principal que se relaciona con la magnitud del volumen ocupado por el orbital dentro de la vecindad del núcleo y se refiere al nivel de energía o contenido energético por medio de valores enteros y positivos n= 1, 2, 3, etc. Los electrones de igual valor n están en la misma capa o nivel energético. l. Es el número cuántico secundario que esta relacionado con la forma del orbital donde es posible encontrar un electrón. Tiene diferentes formas y sus posibles valores están en función de n, por ello son números enteros que van desde 0 hasta n-1. En el nivel 1 solo hay un subnivel u orbital s de forma esférica. El nivel 2 tiene dos subniveles u orbítales: 0 y 1. El cero en forma de esfera y el uno en forma de hélice llamado p están en tres posiciones de acuerdo con los ejes cartesianos. El nivel 3 tiene 3 subniveles u orbítales: 0, 1 y 2. El cero en forma de esfera s, el uno en forma de de hélice p y el dos en 22
  23. 23. forma de pera doble d y tiene cinco posiciones. Así, el nivel 4 tiene 4 subniveles: s, p, d y f cuya forma es difícil de definir, tiene siete posiciones diferentes y 14 electrones como máximo. Por consiguiente, no es posible hablar de la posición exacta que tendrá un electrón alrededor de su núcleo atómico, sino únicamente de la probabilidad relativa de encontrarlo en un espacio determinado por su orbital. m. es el llamado número cuántico magnético. Como los electrones son cargas eléctricas en movimiento producen un campo magnético, mismo que influye en la posición u orientación de las nubes de electrones. El numero cuántico m se refiere a la posición u orientación del subnivel, puede tener los valores enteros desde –l hasta +l pasando por cero, es decir, 2l+1 valores u orientaciones diferentes. s. Es el número cuántico llamado spin que significa girar. Un electrón se desplaza alrededor de su núcleo atómico girando sobre si mismo en un movimiento de rotación como el de la Tierra llamado Spin del electrón, en dos direcciones de izquierda a derecha y de derecha a izquierda. Esto permite afirmar que el número máximo de electrones en un subnivel u orbital es únicamente de dos. El spin del electrón tiene dos valores: +1/2 y -1/2, y se representan por las flechas: +1/2=↑, -1/2=↓. Finalmente para establecer la estructura electrónica de un átomo debemos considerar los dos principios siguientes. • Principio de exclusión de Pauli En un mismo número los cuatro números cuánticos de dos electrones no pueden ser iguales, cuando menos uno debe ser diferente, pues dos electrones no pueden estar en el mismo lugar al mismo tiempo. • Principio de Máxima multiplicidad Los electrones van llenando los orbítales disponibles del mismo valor de energía, ocupándolos de uno en uno antes de formar pareja o apareamiento. Para registrar la estructura electrónica de un átomo se señala el numero de electrones que tiene en cada subnivel u orbital con un numero como exponente en la letra que lo representa: 1s2, 2s1, esto quiere decir que en el 23
  24. 24. nivel 1 de energía subnivel s hay dos electrones, en el nivel 2 de energía subnivel s existe un electrón, por tanto en total hay tres electrones en ese átomo. A esta forma de representar la estructura del átomo se le llama modelo diagramático. • Principio de indeterminación de Heinsenberg Conocer la posición y velocidad de una partícula microscópica no es posible, pues para verla se necesita iluminarla. Si se tratara de un electrón los fotones de la luz al chocar con él lo perturbarían. En otras palabras, no es posible conocer la posición y la velocidad de una partícula al mismo tiempo, toda vez que cuando la medición de su posición se hace más precisa la determinación de su velocidad se vuelve más imprecisa y viceversa. Sobre la incertidumbre de la medición de estas variables se dice que el producto de la incertidumbre de una de ellas por el de la otra es siempre superior a la constante de Plank. Heisenberg explica este fenómeno mediante su principio de indeterminación o incertidumbre, el cual dice: es imposible conocer con exactitud a la vez la posición y la velocidad de una partícula microscópica en movimiento. BIBLIOGRAFÍA Chang, Raymond y College Williams, Química (séptima edición), McGrawHill, Colombia, 2000 Garritz, Chamiza, Química, Editorial Pearson Prentice Hall Educación, México, 1998 Umlamb, Jean B., Química General(tercera edición),Pearson Educación, México, 2000 http://www.iquimica.unam.mx/jualdes/Estructura/Bohr/slide008.html http://www.omega.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen1/ciencia /sec_7htm 24

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