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Estructura electrónica de los átomos (ESPECTROS ATÓMICOS Y ÁTOMO DE BOHR),…
Estructura electrónica de los átomos (ESPECTROS ATÓMICOS Y ÁTOMO DE BOHR)
Espectro de emisión (espectro de líneas brillantes)
Las líneas pueden registrarse fotográficamente y la longitud de onda de la luz que reduce cada línea puede calcularse según la posición de dicha línea en la fotografía
Espectro de absorción
Podemos dirigir un luz de luz blanc a través de un gas y analizar el rayo de luz que emerge
Son iguales a las que se emitieron en el de emisión
Velocidad de la luz: 3x10 a la 8 m/s
Johann Balmer y Johannes Rydberg
Demostraron que las longitudes de onda de las líneas del hidrógeno pueden relacionarse mediante una ecuación
R es igual a 1.097x10 a la 7 m a la -1
Las n son enteros positivos y n1 es menor que n2
Niels Bohr
Explicaciones a la ecuación Balmer y Rydberg
Escribió ecuaciones que describía al electrón del átomo de hidrogeno girando en un conjunto discreto de órbitas circulares alrededor de un núcleo
Incluyo que la energía electrónica está cuantizada, lo cual significa que solo son posibles ciertos valores de energía electrónica
Orbitales
Los electrones solo pueden ocupar ciertas órbitas discretas y que estos absorben o emiten energía en cantidades definidas conforme se desplazan de un orbital a otro
Cada orbital corresponde a un nivel de energía definido de electron
Cuando un electrón pasa de un estado de baja energía definida (cuantizada) de energía a otro de alta, este absorbe una cantidad
Cuando el electrón regresa al nivel de energía original emite exactamente la misma cantidad de energía que absorbió al ir del nivel más bajo de energía al de mayor energía
TEORÍA DE BOHR Y LA ECUACIÓN DE BALMER-RYDBERG
Ecuación que describe los orbitales del H Bohr determinó:
Donde puede estar el electrón con respecto a su núcleo; esto es el radio r de la órbita circular
Donde n es el numero positivo (1, 2, 3...) que indica que orbita se esta describiendo
a0 es el radio de Bohr que se pudo calcular a partir de una combinación de a constante de planck, la carga del electrón y la masa del electrón
Cuán estable puede estar ese electrón en esa órbita esto es su energía potencial E
Donde h es la constante de planck
m la masa del electrón
E es siempre negativa, cuando el electrón forma parte de una átomo E=0, cuando el electrón está por completo, fuera del átomo (n=infinito)
n = entero positivo indicando la órbita
Cuanto mas grande sea el valor de n mas alejada del núcleo esta la órbita y el radio de esta órbita crece conforme aumenta en cuadrado de n
A medida que n aumenta n cidrada aumenta y 1/n cuadrada disminuye y en consecuencia se incrementa la energía electrónica (se vuelve menos negativa y su magnitud disminuye)
La energía potencial electrónica de las órbitas más alejadas del núcleo es mayor (menos negativa ya que el electrón está en un nivel de energia mas alto o en un nivel de energía menos estable)
Al irse separando del núcleo, las orbitas permitidas están más separadas de distancia pero mas cercanas en energía
Limites
Cuando n = 1 distancia mas pequen posible del núcleo y su energía mínima, la mas negativa (su posición mas estable)
Conforme n tiende al infinito la energía potencial es mas alta posible, tendiendo a 0 y la posible menos estable
Transiciones de niveles de energía
Algunas de las transiciones causan un espectro de emisión del hidrógeno
Los números de las líneas verticales muestran la longitud de onda de la luza emitida cuando el electrón desciende a un nivel de energía más bajo
Cuando el electrón va de n=2 a n=1 emiten la diferencia de energía en forma de luz
Algunos de las diferencias de energía corresponden a la luz visible
Arnold Sommerfeld
Modifico las orbitas circulares a elípticas
La medicación de Bohr a la mecánica clásica dio paso a la mecánica cuántica
