Teoria atomica y numeros cuanticos

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Pues bien, la luz que emiten los átomos de los elementos da lugar a espectros discontinuos:

El hecho de que cada átomo tenga un espectro de rayas distinto y discontinuo debe estar relacionado con su estructura. Esto no se podía explicar con elmodelo de Rutherford. Es ahí cuando prescindimos de la teoría de Bohr para evolucionar el modelo atómico.
Dependiendo del tipo de gas,la fuente luminosa y lo que arribe al detector, se pueden producir dos tipos de líneas: de emisión o de absorción. Si el gas se encuentra entre el detector y la fuente de luz —la cual, por lo general, se tratará de una fuente con espectro continuo—, de tal forma que el detector pueda observar el espectro tanto del gas como de la fuente, se observará una disminución de la intensidad de la luz en la frecuencia delfotón incidente, debido a que la mayor parte de los fotones reemitidos saldrán en direcciones diferentes a las que poseían los fotones originales. En este caso se observará una línea de absorción. Por otro lado, si el detector es capaz de observar el gas, pero no puede ver la fuente de luz, se observarán solamente los fotones reemitidos, resultando en líneas de emisión.
La posición de las líneasespectrales depende del átomo o molécula que las produzca. Debido a lo anterior, estas líneas son de gran utilidad para identificar la composición química de cualquier medio que permita pasar la luz a través de él. Varios elementos químicos se han descubierto gracias a la espectroscopia. Entre algunos de éstos están el helio, el talio y el cerio. Las líneas espectrales también dependen de lascondiciones físicas del gas. Por esta razón, son comúnmente utilizadas para determinar las características físicas, además de la composición química, de estrellas y otros cuerpos celestes, para los cuales no existe ningún otro método de análisis.
Existen otros mecanismos de producción de líneas espectrales, además de las interacciones fotón-átomo. Dependiendo del tipo de interacción física(entremoléculas, átomos, etc.), la frecuencia de los fotones resultantes puede ser muy diversa. Debido a esto, se pueden observar líneas en cualquier región del espectro electromagnético, desde las ondas de radio hasta los rayos gamma.
La incapacidad de las leyes clásicas –mecánicas o electromagnéticas– para interpretar los espectros emitidos por los átomos incandescentes, ¿no era acaso un índice de lainvalidez de esas leyes en el interior del átomo? Plantear la cuestión era afirmar el hecho. El modelo de Rutherford había asimilado el átomo a un sistema planetario; Bohr tuvo el coraje de introducir el cuanto elemental de Planck, la constante h, y adoptar postulados cuya justificación sería su extraordinario éxito. Cualquier órbita planetaria es concebible en torno del Sol, pero los electronesplanetarios en tomo del núcleo solamente pueden recorrer determinadas órbitas, cuyos radios son entre ellos como los cuadrados de los números enteros. Sólo están permitidas las órbitas que satisfacen como condición que el momento de la cantidad de movimiento del electrón con respecto al núcleo, m v r, multiplicado por 2, sea igual a un número entero de cuanto h, 2h, 3h, y así sucesivamente. Las demástrayectorias quedarán vedadas al electrón, que solamente puede elegir las prescritas por la condición cuántica de Bohr.

Bohr para desarrollar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.
En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menorenergía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo.
Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de «número cuántico principal», se representa con la letra "n"; y  tomavalores desde 1 hasta 7.
De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba cada una de las órbitas  permitidas en el átomo de hidrógeno, respecto del...
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