Como lo conocemos, el átomo está formado por neutrones, protones y electrones. Mientras que los neutrones (carga 0) y los protones (carga positiva) forman el núcleo del átomo, el electrón (carga negativa) gira alrededor del núcleo de forma muy similar a la órbita de los planetas alrededor del sol. Según viejas teorías, se sabía que los electrones están en constante movimiento alrededor del núcleo mientras emiten energía. Según esta idea, a medida que los electrones perdían energía, se acercaban cada vez más al núcleo y eventualmente chocaban contra él. Este problema se resolvió cuando Niels Bohr creó un modelo de un átomo de hidrógeno.
El átomo de Bohr
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- Los electrones se mueven alrededor del núcleo de un átomo en movimiento circular.
- Los electrones tienen un número establecido de orbitales, rutas en forma de anillo alrededor del núcleo, pueden viajar en estados llamados estacionarios . Si el electrón permanece en un orbital, la energía del electrón permanece constante. El primer orbital es n = 1, el segundo orbital n = 2 y así sucesivamente. (Estos valores de n se llaman números cuánticos). Figura 1 : En esta onda estacionaria en una cuerda circular, el círculo se divide exactamente en 8 longitudes de onda. Una onda estacionaria como esta puede tener 0,1,2, o cualquier número entero de longitudes de onda alrededor del círculo, pero no puede tener un número no entero de longitudes de onda como 8.3. En mecánica cuántica, el momento angular se cuantifica por una razón similar. Figura utilizada con permiso de Wikipedia.
- Los electrones solo pueden moverse de un orbital a otro orbital permitido al mismo tiempo. Si un electrón cae de n = 2 a n = 1, se emite energía, y si el electrón sube de n = 1 a n = 2, se absorbe energía. La cantidad de energía que se absorbe o se emite se llama cuantos.
En su modelo del átomo, Bohr utilizó la hipótesis cuántica de Planck y, por supuesto, su conocimiento de hallazgos anteriores. Bohr usa la fórmula de Ryberg para explicar cómo los electrones emiten luz a medida que se mueven de un orbital a otro. El punto que Bohr estaba tratando de transmitir es que la energía no es continua en un átomo. Podemos decir que un átomo que está en el nivel de energía más bajo está en el estado fundamental, y cuando se mueve a un nivel más alto está en un estado excitado . La energía de un fotón, perdido o ganado, se calcula utilizando la ecuación de Planck: (h es la constante de Planck, 6.62607 x 10
-34
J s / cycles, y v significa frecuencia en ciclos / s)
Diferencia de energía (ΔE) = hν [matemática] Diferencia de energía (ΔE) = hν [/ matemática]
El modelo de Bohr nos permite calcular los radios de las órbitas que permiten que un electrón viaje. También nos permite calcular las velocidades y la energía de los electrones en estas órbitas. Con la siguiente ecuación podemos calcular los niveles de energía permitidos para un átomo de hidrógeno. (-R
H
es un valor constante de 2.179 x 10
-18
Julios)
En = −RH1n2 [matemática] En = −RH1n2 [/ matemática]
Cuando un electrón cae de un nivel más alto, por ejemplo, de n = 2 a un nivel de energía más bajo, n = 1, emite una longitud de onda específica distinta de ese elemento. Para calcular la diferencia entre los dos niveles de energía, se usa la siguiente ecuación. El subíndice i significa inicial, (energía inicial = E
yo
y número cuántico inicial = n
yo
) mientras que el subíndice f representa final (energía final = E
F
y número cuántico final = n
F
)
Diferencia de energía (ΔE) = Ef − Ei = −RH (1n2f − 1n2i) = RH (1n2i − 1n2f) [matemática] Diferencia de energía (ΔE) = Ef − Ei = −RH (1nf2−1ni2) = RH (1ni2−1nf2 )[/matemáticas]
El modelo de Bohr también nos ayuda a comprender cómo se hacen los cationes. Esto es a través del concepto de energía de ionización, la energía para eliminar un electrón de su estado fundamental. Después de que el electrón está libre, el átomo se ioniza. mi
yo
representa la energía de ionización del átomo de hidrógeno. Sin embargo, la siguiente ecuación funciona para cualquier especie que tenga un electrón como el hidrógeno (por ejemplo, Él
+
y Li
2
+
) donde Z es el número atómico del átomo similar al hidrógeno:
En = −Z2RH1n2 [matemática] En = −Z2RH1n2 [/ matemática]
Si queremos encontrar la energía asociada con un cambio en el número cuántico de un átomo similar al hidrógeno, podemos combinar esta ecuación con la anterior para formar
ΔE = −Z2RH (1n2f − 1n2i) [matemática] ΔE = −Z2RH (1nf2−1ni2) [/ matemática]
Si el resultado de esta ecuación es negativo, lo que significa que el electrón se está moviendo hacia abajo en los niveles de energía (número cuántico n), el resultado es que se emite radiación. Si el resultado es positivo, y el electrón está subiendo en niveles de energía (número cuántico n), se absorbió la radiación.
Aunque el descubrimiento de Bohr fue un gran logro, este modelo del átomo no está exento de defectos. Debido a que solo está diseñado para el átomo de hidrógeno y los iones similares al hidrógeno, no puede explicar la emisión electrónica de átomos o iones que contienen más de un electrón.
Historia del átomo de Bohr
Como se indicó anteriormente, todos sabemos que el átomo está formado por neutrones, protones y electrones. Sin embargo, cómo se encontró este conocimiento y cómo se creó el Bohr Atom no se puede entender sin conocer la historia de los descubrimientos que ocurrieron antes de la creación del Bohr Atom. Aunque no todos estos descubrimientos son necesarios para saber, hay algunos descubrimientos importantes que es importante saber.
La teoría atómica de Dalton
En 1808, John Dalton publicó un libro llamado Un nuevo sistema de filosofía química . En el libro, compartió sus conclusiones sobre el átomo, que se conoció como la teoría atómica de Dalton. Los supuestos de la teoría fueron:
- Toda la materia, o más específicamente elementos, están formados por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos. Y, estos átomos, durante una reacción química, no pueden destruirse ni crearse.
- Los átomos de un elemento específico son idénticos (incluida su masa).
- Los elementos se pueden identificar en función de sus masas individuales. Esto se debe a que las masas y propiedades de los átomos de un elemento específico son diferentes de las masas y propiedades de los átomos de un elemento diferente.
- Cuando los átomos de los elementos reaccionan, deben combinarse en relaciones simples de números enteros.
Descubrimiento del modelo de electrón y pudín de ciruela
En 1897, JJ Thompson ayudó a establecer los electrones como un componente de átomos con carga negativa utilizando rayos catódicos. Sin embargo, en ese momento se desconocía exactamente cómo encajan los electrones en el átomo. Como se ve en la figura de arriba, Thompson teorizó en 1904 que el átomo era una “nube nebulosa” cargada positivamente que contenía electrones cargados negativamente dispersos uniformemente. Esto se conoció como el Modelo de pudín de ciruela debido a su similitud con el postre popular (con fruta dispersada por la gelatina).
El efecto fotoeléctrico.
En 1887, Heinrich Hertz observó el efecto fotoeléctrico, y luego Albert Einstein lo mejoró en 1905. La teoría afirmaba que, bajo ciertas condiciones, la luz, cuando brillaba sobre un metal, hacía que el metal emitiera una corriente de partículas. Se encontró que las partículas eran electrones, y se descubrió que el número de electrones emitidos se basaba en la frecuencia de la luz. Einstein sugirió que cada partícula de luz podría clasificarse como un fotón.
El modelo de Rutherford
Para 1911, Ernest Rutherford y sus dos asistentes, Hans Geiger y Ernest Marsden, habían concluido que el Modelo de pudín de ciruela era incorrecto en base a su Experimento con lámina de oro. Los resultados del experimento llevaron a tres conclusiones sobre el átomo:
- El átomo tiene un núcleo muy compacto, que es una región en el centro del átomo que contiene la mayoría de la masa y la carga positiva del átomo.
- La carga positiva de cada átomo es diferente de la carga de un átomo diferente. Y que el número de electrones dentro del átomo es igual al número de protones dentro del átomo (que conduce a un átomo con carga neutra).
- Las partículas cargadas negativamente (electrones) orbitan el núcleo a cualquier distancia (al igual que los planetas que orbitan el sol).
Sin embargo, basado en la electrodinámica, se encontró que el Modelo de Rutherford era inestable. Al ver los problemas con el modelo de Rutherford, Bohr decidió formular un átomo que corrigiera los problemas de inestabilidad del modelo de Rutherford.
