Espectros y modelos atómicos (Química)

Hipotesis de Planck (1900): "la energía se emite de forma discontinua, a saltos, en forma de pequeños paquetes de energía denominados cuantos". Cada cuanto posee una energía E= hf.

Ya que la energía que tiene un átomo puede aumentar o disminuir (por absorción o emisión) sólo en cantidades enteras hF, diremos que la energía de la radiación es discontinua y está cuantizada en la forma E= nhf siendo n un numero entero y positivo.

Modelo atómico de Rutherford

Características:

1. Todo átomo se divide en dos partes: núcleo formado por los protones (p⁺) y los neutrones (n), y la corteza formada por los electrones (e^-).

2. Los electrones pueden girar alrededor del núcleo en órbitas circulares de radio cualquiera. Esto equivale decir que existen infinitas órbitas. (órbita: trayectoria que describe el electrón en su movimiento alrededor del núcleo).

Dificultades:

1. Al exitir infinitas órbitas, entonces existen infinitos saltos electrónicos, por tanto existirán infinitar rayas en los espectro atómicos y así los espectros atómicos deberían ser continuos y esto no es así.

2. Según la teoría electromagnética clásica: "toda partícula carga da y acelerada emite enrgía". Entonces el electrón perdería energía cinética y acabaría chocando con el núcleo, pero esto no ocurre. (el electrón posee aceleración normal o centrípeta al variar la dirección y sentido de su velocidad).

Modelo atómico de Bohr (1913)

Características:

1. Los electrones giran en orbitas en las que el radio de una cualqiera de estas órbitas no puede tener valor. Sólo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón, L, sea múltiplo entero (n) de la constante h/2π, lo que implica que la distancias del electrón al núcleo estén cuantizados, introduciendo la teória de Planck. Aparece así el número cuantico principal "n" que está relacionado con el tamaño de la órbita (a mayor valor de n, órbita más grande). La órbita o nivel de energía más baja corresponde a n=1 y se llama nivel fundamental o capa K. 

2. Si un electrón se mueve en una orbita estacionaria, no emite energia. Orbita estacionaria: orbita que contiene un número exacto de longitudes de onda asociada al electrón, es decir, aquella cuya longitud sea multiple de la onda electronica: 2πr=hλ

3. Si el electrón pasa de una orbita a otra de menor radio emite un cuanto de radiación cuya energia es ΔE=hf

Dificultades:

1. El modelo de Bohr explica  satisfactoriamente las rayas espectrales del hidrogeno pero no la de elementos con más electrones (atomos  multielectronicos)  ya  que se  vio con aparatos más sofisticados que en realidad cada raya espectral estaba en realidad subdividida en varias.

2. Tampoco explica el efecto Zeeman (desdoblamiento de las rayas espectrales al someter al atomo a un fuerte campo magnetico)

Modelo atómico de Bohr-Sommerfield (1915)

Caracteristicas:

1. Las orbitas definidas por "n" pueden ser circulares o elipticas. Aparece asi el numero cuantico secundario o azimutal "l" que se relaciona con la forma de orbita. l=0,1,2..., (n-1)

2. Para explicar el efecto Zeeman supone la orientación en el espacio de las distintas orbitas. Aparece de esta forma el numero cuantico magnetico m_l (m_l=+l...,0,...-l)

3. No todos los saltos electronicos son posibles sino los que cumplen determinadas reglas de selección. Por ejemplo, solo son posibles los saltos que cumplen Δm_l=0 ó ⁺-1. Por ejemplo de (3,2,1) a (3,1,1)

Dificultades:

1. Al producirse demasiados saltos electrónicos tuvo que introducir las reglas de selección sin fundamento teórico.

2.No explica el efecto Zeeman anómalo, que consiste en que una raya se desdobla en dos cuando l=0 a pesar de que sólo hay un valor posible de m_l (m_l=0).

Unlenbeck y Goldsmit (1925) trataron de explicarlo postulando que el electrón gira alrededor de sí mismo, comportándose como un pequeño imán (aparece así el número cuántico de spin, m_s)

3. Todo lo dicho hasta ahora va en contra del principio de incertidumbre de Heisenberg, ya que al no poderse cononcer al mismo tiempo y con preción la posición y la velocidad del electrón, no se puede cononcer la trayectoria del electrón.

Modelo atómico actual (Modelo mecanocuántico)

Características:

1. Hipótesis de Broglie (1924): todo corpúsculo en movimiento se comporta como onda y como partícula existiendo entre ambos conceptos en la fórmula.      λ = h / p = h / mv.

λ= magnitud relacionada con el carácter de onda

m=magnitud relacionada con el carácter de partícula

h= constante de Planck = 6.6 . 10^-34

v= velocidad

2. Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927): es imposible conocer al mismo tiempo y de forma exacta la posición y la velocidad de cualquier partícula, por lo que no podemos cononcer la trayectoria.    Δx . Δv ≥ h / 2π . m.

Δx= error, incertidumbre o indeterminación obtenido en el cálculo de la posición de la partícula.

Δv= error en el cálculo de la velocidad.

Si me esmero en cometer un Δx muy pequeño, entonces voy a cometer un Δv muy grande según la ecuación y viceversa ya que h/2π . m = cte.

3. Ecuaciones de ondas de Schrödinger (1926): se obtiene una descripción satisfactoria del átomo a partir de la ecuación de Schrödinger, cuyas soluciones, llamadas funciones de onda, se designaron con el símbolo Ψ.