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Al modelo de Rutherford le siguió el modelo atómico de Bohr. Para comprender este modelo resulte imprescindible , poseer algunas informaciones acerca de la naturaleza de la luz y algunos fenómenos relacionados con su emisión y propagación.

Naturaleza de la luz

Naturaleza de la luz Hasta ahora hemos supuesto que la luz viaja en línea recta. Existe sin embargo mucha evidencia experimental que demuestra que la luz tiene las propiedades de las ondas. A primera vista parece que la idea del movimiento ondulatorio está en contraposición con la idea del movimiento rectilíneo; pero, por extraño que parezca, no son incompatibles.

Algunos experimentos pueden explicarse solamente suponiendo que la luz emitida está formada por corpúsculos diminutos; otros sólo pueden explicarse suponiendo que la luz es un movimiento ondulatorio, Los científicos están de acuerdo ahora en que la luz tiene las características de las ondas y de las partículas, predominando una de ellas .sobré la otra en unos casos y comportándose como ambas en otros.

Naturaleza Ondulatoria de la Luz

Naturaleza ondulatoria de la luz Podemos considerar las ondas de luz en la forma en que se muestra en el diagrama adjunto. El movimiento de las ondas es de izquierda a derecha, una característica importante de las ondas es su longitud, representada generalmente por la letra griega lambda (λ). La longitud de onda es la distancia entre puntos correspondientes en ondas adyacentes.

Otra característica es la frecuencia, representada generalmente por n. La frecuencia es una medida del número de ondas que pasan por un punto dado, cada segundo.

Si multiplicamos las unidades de frecuencia por las unidades de longitud de onda, obtendremos:

(onda/s)*(cm/onda) = cm/s

Como cm/s es una unidad de velocidad, podemos decir qué la velocidad de una onda es a su frecuencia por su longitud. En símbolos:

v = λ n

Esta ecuación se conoce como ecuación de onda o ecuación ondulatoria.

Longitud de onda y frecuencia de la luz:

Las longitudes de onda de los diversos colores del espectro se pueden determinar por experimentación, y se ha encontrado que son muy pequeñas. La longitud de onda de la luz amarilla, por ejemplo, es de 6 • 10_5cm, aproximadamente.

Para evitar el uso de exponentes negativos se acostumbra utilizar como unidad el Amstrong (A), que es igual a 10~8cm, por lo que la longitud de onda de la luz amarilla es de 6000Á, aproximadamente, y el margen visible del espectro está entre 8000Á para el rojo intenso y unos 4000Á para el límite del violeta. Como las longitudes de onda son muy pequeñas y la velocidad de la luz en el vado es la misma para todos los colores, la frecuencia de las vibraciones son muy grandes. Puede , calculara la frecuencia de la luz amarilla, por ejemplo, mediante la ecuación de onda:

v = λ n → n= v/λ = 3·10¹⁰ cm/s / 6·10⁻⁵ = 5·10¹⁴ ondas por segundo

Al modelo de Rutherford le siguió el modelo atómico de Bohr. Para comprender este modelo resulte imprescindible , poseer algunas informaciones acerca de la naturaleza de la luz y algunos fenómenos relacionados con su emisión y propagación.

En la tabla de la derecha se dan las frecuencias y longitudes de onda aproximadas de algunos de los colores del espectro visible.

La longitud de onda de un color en particular depende del medio, pero la frecuencia permanece constante en cualquier medio. Por ejemplo, la longitud de onda de la luz roja en el vacío en el aire) es de unos 7 000Á, pero en el vidrio es, aproximadamente:

λ = v / n = (2·1010cm/s) / (4,3·1014ondas/s) = 4,7 · 10⁻⁵ = 4700Á

Es evidente que para distinguir los colores en cualquier medio basta con indicar la frecuencia respectiva. Expresando en otra forma: la frecuencia de un color nos da su posición exacta en el espectro.

Espectro del hidrógeno

El científico danés Niels Bohr realizó varios descubrimientos relativos a la estructura del átomo, estudiando el espectro lineal del hidrógeno. Si se pasa una descarga eléctrica de una bobina de inducción a través de un tubo con hidrógeno, el gasse convierte en una fuente de luz y se obtiene el espectro. de líneas para el hidrógeno, el cual está formado por cinco líneas, por b menos, en la región visible: una en el rojo-amarilo, dos en el azul y dos en el violeta. La distancia entre las líneas no son iguales: a medida que disminuye la longitud de onda de la luz emitida y aumenta su frecuencia, disminuye la Lancia entre las líneas.

Hasta ahora hemos estudiado únicamente las radiaciones visibles para el ojo humano. Existen algunas otras ondas de luz que el ojo no puede ver, radiaciones con longitudes de onda mayores que el rojo y menores que él violeta. De hecho, el espectro visible es tan sólo una pequeña parte de un gran espectro llamado «espectro electromagnético.

Espectro electromagnético del hidrógeno:

La parte del espectro electromagnético, más allá del violeta visible, se conoce como ultravioleta. La longitud de onda de las radiaciones ultravioleta está entre 4000 y 1000, y su frecuencia entre 7,5 • 1014 y 3 • l015onda/s. La mayor parte de la luz ultravioleta, al igual que la luz ordinaria, pasa a través del vidrio y -se puede fotografiar. En otras palabras: una cámara fotográfica puede ver más allá del violeta y registrar espectros lineales en el ultravioleta. El espectro del hidrógeno desempeñó un papel muy importante en el estudio de la estructura atónica.

Inmediatamente después del ultravioleta sé encuentran longitudes -de onda todavía menores y frecuencias mayores, conocidas como rayos X. La longitud de onda dé los rayos X varia desde 1 hasta 1000Á y sus frecuencias son altísimas; por elfo no es de sorprender que tengan un poder de penetración tan grande y, como es sabido, los rayos X de longitudes menores son capaces de pasar a través de piezas de hierro.

Mas allá de los rayos X existen radiaciones de longitudes de onda todavía menores, «arriadas por sustancias radiactivas, como por ejemplo el radio, y se conocen como rayos gamma. Su longitud de Onda’ varia desde 1 hasta 10-3Á y su frecuencia desde 3-1018 hasta 3 • 1021 vibraciones. Tienen un gran poder de penetración, pueden atravesar una placa de plomo de 25cm de espesor.

Espectro visible:

En el otro extremo del espectro visible hay radiaciones invisibles llamadas infrarrojas. Su margen de longitud de onda es mucho mayor que el del espectro visible; se extienden desde 8 • 103 hasta 107Á, aproximadamente. Las radiaciones infrarrojas no afectan la película fotográfica ordinaria; pueden detectarse como calor mediante un termómetro. Un trozo de hierro caliente, por ejemplo, emite radiaciones infrarrojas.

Naturaleza corpuscular de la luz:

Supone a la luz formada por pequeñas y discretas cantidades de energía que actualmente se denominan fotones o cuantos luminosos. Actualmente ambas teorías, la ondulatoria y la corpuscular, se complementan para explicar todos los fenómenos de la luz. Así, fenómenos como la difracción, refracción y reflexión de la luz se explican mediante la teoría ondulatoria, pero el efecto fotoeléctrico sólo puede ser explicado a través de la teoría corpuscular.

Espectros luminosos

Con base en la teoría clásica, si los electrones giran alrededor del núcleo y al hacerlo emiten energía, la frecuencia de revolución (de los electrones debe cambiar continuamente y, en consecuencia, los átomos emiten un espectro continuo. Esta conclusión va en contra de los resudados experimentales. Ya a fines del siglo XIX la espectroscopia atómica había avanzado bastante y se habían determinado expresiones empíricas, obtenidas de la experimentación, para lo que constituía las series espectrales.

Procedimiento para estudiar la estructura atómica:

El procedimiento general seguido para estudiar la estructura atómica consiste en provocar modificaciones en el átomo mediante intercambios de energía absorbida o emitida, y estudiar el conjunto de radiaciones, caracterizadas por sus frecuencias o longitudes de onda. Este conjunto de radiaciones tituye su espectro y para observarlo se utilizan los espectroscopios, espectrógrafos, etc.

Cuando se exítan los átomos, por ejemplo, haciendo pasar una descarga eléctrica través de un gas como el hidrógeno, te radiación emitida tiene un espectro que consta solamente de longitudes de onda que se observan como rayas finas con la ayuda de un espectroscopio.

Estas son características de esa sustancia, constituyendo así su espectro dé emisión. Si se hace pasar luz blanca, que contiene todas las longitudes de onda visibles, a través de un gas, se observa que faltan ciertas longitudes de onda que corresponden a las radiaciones absorbidas por lós átomos de la sustancia. Esto es lo que constituye un espectro de absorción. Si las ideas clásicas fueran aplicables, estos espectros no podrían observarse. A diferencia del modelo atómico de Bohr El modelo de Rutherford no da explicación al por qué los espectros de los elementos son discontinuos, ya que si los electrones estuvieran emitiendo continuamente energía los espectros de los átomos deberían ser continuos y no de rayas.

La primera explicación e interpretación teórica de los espectros, tomando como base un modelo atómico, fue ofrecida en 1913 por el físico Sueco Niels Bohr

El modelo atómico de Bohr aceptó el modelo atómico nuclear de Rütherford para explicar la constitución del átomo de hidrógeno. La idea de un. electrón girando alrededor de un núcleo cargado positivamente (una sola carga positiva), de la misma manera que un satélite gira alrededor de un planeta y no se precipita en razón de las dos fuerzas que actúan (centrífuga y centrípeta) era sumamente fácil de entender. El modelo de átomo nuclear de Rütherford consiguió una amplia aceptación entre los científicos de su época y, entre ellos de Niels Bohr.

Objeciones de la física clásica

Para explicar las objeciones que la física clásica oponía a estas ideas, así como las rayas observadas en el espectro de hidrógeno, el físico danés estableció los siguientes postulados, que más tarde aparecerían como resultados de la mecánica cuántica:

El electrón en el átomo de hidrógeno sólo puede moverse en determinadas órbitas, correspondientes a ciertas energías de enlace, E1, E2, E3, E4, …. En…, a las que llamó estados estacionarios en los que, aunque el electrón se moviliza, no emitiría radiación. En otras palabras, los átomos están constituidos por un núcleo alrededor del cual giran los electrones describiendo órbitas fijas y definidas, es decir, que los electrones no pueden moverse érí órbitas cualesquiera, ya que sólo ciertas órbitas le son permitidas y se encuentran a determinadas distancias del núcleo.

Postulados que pertenecen a la mecánica cuántica:

  • En circunstancias apropiadas el electrón puede pasar de un estado estacionario a otro. Por ejemplo, cuando se somete el átomo de hidrógeno a una descarga eléctrica se le suministra energía y el electrón puede absorberla, pasando de un estado E1 a estados energéticos más elevados: E2, E3,… Si el átomo adquiere suficiente energía el electrón puede llegar a ser separado del átomo, quedando éste ionizado. Si el electrón pasa de una órbita de mayor energía a otra de menor energía, el sistema emitirá radiación, como consecuencia de la transición, Esta energía radiante, ya sea emitida o absorbida, aparecerá como un fotón de frecuencia v, En general: Eo – Ef = h v; donde: Eo: Energía inicial; Ef. Energía final; h: Constante de Planck; v: Frecuencia de la radiación.

Si Ef > Eo, el átomo absorberá un fotón; si Eo > Ef, emitirá un fotón, de frecuencia proporcional, en ambos casos, a la diferencia de energía. Cada electrón que gire en una órbita determinada tiene asociada cierta cantidad de energía, la cual es múltiplo entero de una Unidad elemental llamada Cuanto de energía.

  • Cuando un electrón describe la órbita que le corresponde, no consume ni irradia energía. Los electrones que poseen el mismo valor de energía ocupan una misma órbita o nivel de energía, a , los cuales se le han asignado convencionalmente las letras K, L, M,

N, O, P, Q; correspondiendo la primera (K) a la órbita más próxima al núcleo, y por lo tanto al nivel de menor contenido energético, y la última (Q) a la órbita más lejana y de mayor nivel de energía. El tamaño del átomo viene dado por el número de niveles de energía. ‘

El modelo atómico de Bohr tuvo el mérito de aportar por primera vez una explicación de cómo estaban   Núcleo  Corona distribuidos los electrones en la corona atómica, atendiendo a sus diferentes niveles de energía.

Limitaciones:

A pesar del valor extraordinario de la teoría del modelo atómico de Bohr, ésta no fue capaz de explicar el por qué las transiciones entre ciertos estados estacionarios no ocurren, nunca, es decir, están prohibidas. Por otra parte, de acuerdo con Werner Heisenberg, la teoría de Bohr falla debido a que las ideas fundamentales en las que sé basa: órbitas estacionarias, validez de las leyes clásicas del movimiento, etc., no pueden ponerse a prueba sin caer en graves contradicciones.

Finalmente conocemos el modelo atómico de Bohr, debemos proceder a estudiar la concepción actual que se tiene del átomo: https://www.dragiinfo.com/concepcion-actual-del-atomo/

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