(Ciencias de Joseleg)(Química)(La materia)(El átomo físico cuántico)(Ejercicios resueltos)(Introducción)(La caída de la teoría atómica clásica)(La luz entre Planck y Einstein)(El modelo matemático del átomo de Bohr)(Conceptos del átomo de Bohr)(El modelo atómico de Sommerfeld)(El modelo atómico moderno)(Las formas de los orbitales)( Impacto y paradojas del modelo atómico moderno)(Configuraciones electrónicas)(Referencias bibliográficas)(Versión documento word)
Las ecuaciones del verdadero modelo atómico de Bohr
justificaron su existencia, pero son difíciles de emplear, especialmente al
transponerlas a la enseñanza escolar, de allí que sus términos más importantes
se traducen a conceptos cualitativos o semi-cuantitativos, que, si bien son
útiles para la química, despojan al modelo atómico de su verdadera naturaleza,
y es ser una batería de ecuaciones.
En esta sección analizaremos a este otro modelo atómico de
Bohr, uno basado en conceptos cualitativos o semi-cuantitativos, que son en
realidad las
conclusiones que emergen de las ecuaciones.
El logro de Bohr fue enorme; sugería que la cuantización de
las energías de los electrones en átomos era una propiedad fundamental de
estos. Sin embargo, las fórmulas matemáticas son muy difíciles de diferir, y
por ende de interpretar y por ende se usan esquemas pictóricos. El esquema
pictórico del átomo de Bohr representa un diagrama planetario con órbitas
bidimensionales. Si generáramos un corte vertical de las órbitas e ignoramos al
núcleo obtenemos el típico esquema de niveles energéticos.
Diagrama de niveles energéticos calculados por Bohr para átomos mono-electrónicos, como el hidrógeno o los iones de helio(1+) o litio(2+). El nivel E1 también es conocido como nivel fundamental (ground state), de allí en adelante cada nivel posee cada vez más y más energía. Cada línea o nivel indica la energía relativa de un electrón dentro del átomo, justo como los otros diagramas de energía que se han utilizado. Se escogen como punto de partida aquel de menor energía (E1).
Figura 16. Esquema de niveles de energía de un electrón Hacia abajo se encuentra del
núcleo (izquierda). Los electrones pueden existir en el estado basal o
excitados en otros niveles de energía, pero nunca existen en medio de dos
niveles. Para moverse entre niveles los electrones simplemente dejan de existir
en un nivel y aparecen a la existencia en el otro nivel.
Los niveles de energía son alcanzados por los electrones a
medida que absorben ciertas cantidades cuantizadas, hasta llegar a un punto tan
elevado que no puede ser retenido por el núcleo. Si un electrón recibe esta
cantidad de energía, se separa del átomo original, y por lo tanto se ioniza. La
pérdida de un electrón deja al ion con una carga positiva neta. Si un electrón
absorbe un cuanto de energía de la longitud de onda correcta, se excita y sube
de nivel. Si la energía es poca solo puede elevarse hasta el nivel
inmediatamente siguiente, como en este caso, el electrón absorbe un fotón
"cuanto" y salta desde E1 a E2 simbolizado del siguiente modo (E1 -
E2). Si un electrón absorbe un cuanto de energía de la longitud de onda
correcta, se excita y sube de nivel. Si la energía es alta, el electrón puede
saltar hasta niveles más elevados.
Si un electrón absorbe un cuanto de energía de la longitud
de onda correcta, se excita y sube de nivel. Si la energía es demasiada, el
electrón cruza todos los niveles del átomo y es liberado de la influencia de
este, es decir, el átomo pierde un electrón. A este proceso se le denomina
ionización, y a los átomos con electrones de más o de menos se les denomina
iones.
En átomos multi-electrónicos, se puede perder más de un electrón de la misma manera; con cada pérdida se incrementa una carga positiva neta más. Nótese como la distancia entre los niveles de energía se hace cada vez menor a medida que la energía se aproxima al límite de ionización. Si un electrón emite un cuanto de energía de la longitud de onda correcta, pierde energía y baja de nivel. Si la energía es mínima, salta al nivel inmediatamente inferior. Si el electrón permanece en un nivel excitado aún puede perder un cuanto de energía y seguir descendiendo hasta el nivel fundamental.
Figura 17. Salto cuántico. Si un electrón en nivel
fundamental absorbe un fotón de longitud de onda adecuada, se excita y realiza
un salto cuántico al nivel para el cual la energía absorbida le permite. Si un
electrón emite un fotón de longitud de onda adecuada en un nivel excitado,
regresará a un estado de energía inferior. El fotón genera una banda de color
precisa y única, lo cual explica los códigos de barras vistos en la Figura 4.
Si un electrón emite un cuanto de energía de la longitud de
onda correcta, pierde energía y baja de nivel. Si la energía es suficiente
"igual a la que absorbió en primera instancia", salta al nivel
fundamental. La menor energía total de un átomo se denomina estado fundamental,
el nivel E1. Cuando un electrón del átomo capta la energía adecuada para estar
en cualquiera de los niveles de mayor energía, por ejemplo, hasta E3, se dice
que el átomo está en estado excitado y que el electrón ha sido excitado. Hay
dos formas de volver al estado fundamental. Se puede emitir un fotón de energía
igual a E3 – E1 " o se puede emitir un fotón de energía E3 – E2 y después
un segundo fotón cuya energía sea E2 – E1. En cada caso, sólo se pueden emitir
energías específicas que corresponderán a las longitudes de onda de la luz
observada. Así es como el modelo cuántico de electrones en átomos justifica el
hecho de que los átomos excitados sólo emiten luz a unas longitudes de onda muy
concretas.
Una idea básica a extraer de esta discusión es que, cuando
los electrones con una energía elevada en un átomo o en un ion vuelven a
niveles de energía menores, la energía emitida tiene forma de luz o de
radiaciones electromagnéticas en general. Se genera una onda electromagnética a
partir de la diferencia de energía entre dos niveles de energía. Por el
contrario, los fotones de una onda luminosa pueden transferir energía al
electrón de un átomo solo cuando la energía del fotón sea exactamente igual a
la diferencia de energía entre los dos niveles energéticos del electrón. Este
detalle explica por ejemplo la banda de absorción y de emisión del sodio.
Cuando el Sodio absorbe energía, el espectro se presenta como una banda negra
sobre un fondo amarillo “en el Sol por lo menos”, mientras que cuando el sodio
está puro y emite energía se presenta una banda amarilla sobre un fondo negro.
Entonces, hemos resuelto el problema básicamente negando a
la física mecánica, los electrones no se comportan de manera mecánica es decir
continua, se comportan de manera discreta, de manera cuántica, y es por ello
que estos estudios dieron lugar a una rama completamente nueva de la física y
química teóricas, la física cuántica y la química cuántica.
Ahora, con la explicación podemos elaborar un nuevo modelo.
Cada nivel E del diagrama de energía de electrones en el modelo atómico se lo
asimila como una ORBITA. Las orbitas son cuánticas, es decir son fijas, los
electrones rotan por las orbitas. Si el electrón absorbe energía este salta al
siguiente nivel.
Las órbitas son las representaciones de los niveles (E)
calculados por Bohr, la primera órbita, la más cercana al centro no es otra que
E1 o el nivel fundamental, la siguiente órbita es E2 y así sucesivamente. Como
particularidades del modelo podemos citar que, a pesar de iniciar con la
cuantización, aún se retienen elementos de una física clásica y continua, por
ejemplo, las órbitas son circulares, como un "riel" mientras que el
electrón siempre es una "partícula" de posición y dirección
teóricamente conocibles. Claro, había problemas, en especial, los únicos átomos
analizados bajo este sistema fueron átomos mono-electrónicos “átomos con un
solo electrón”.
¿Qué pasaría si se tienen más electrones? Una respuesta
sería, simplemente extrapolar el modelo, aunque, como en muchas
extrapolaciones, existen peros. El primero y más fundamental era que las
ecuaciones de Bohr solo tomaban en cuenta un solo electrón.
El número cuántico (n) representa los niveles energéticos
del modelo de Bohr y en ocasiones es denominado como capas de energía, en este
sentido se lo transformaba de una mera idea matemática para que las cosas le
cuadraran a Planck a convertirse en una realidad. En cada órbita o capa solo
pueden existir una cantidad de electrones determinada cuando se extiende el
modelo, el problema es que aplicar más de un electrón va precisamente en contra
del modelo de Bohr. Normalmente cuando realizamos ejercicios de lápiz y papel
pasamos insensiblemente de uno a otro paso. Las capas de energía limitadas a
una cantidad fija de electrones sería un aspecto que emergería posteriormente.
Por lo anterior denominaremos a estos átomos dibujados escolarmente como los
falsos modelos de Bohr para el átomo determinado. En otras palabras, solo
podemos dibujar válidamente un modelo atómico de Bohr para átomos con un solo electrón,
lo cual involucra al los isótopos del hidrógeno, así como a los teóricos iones
del helio(1+), litio(2+), berilio (3+) y así sucesivamente.
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