El modelo de Bohr y los espectros atómicos
Imagínese que es un día festivo y está afuera por la noche disfrutando de una hermosa exhibición de fuegos artificiales. Están explotando en todo tipo de colores brillantes: rojo, verde, azul, amarillo y blanco. Más tarde, vas caminando a casa y pasas un cartel publicitario. Una de las bombillas emite una luz azul y la otra tiene un brillo rojo brillante. ¿Qué produce todos estos diferentes colores de luces? ¿Qué es responsable de esto? La respuesta son los electrones. ¿Sabías que es la estructura electrónica de los átomos la que hace que se produzcan estos diferentes colores?
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El átomo de hidrógeno
Comenzaremos esta lección concentrándonos solo en el átomo de hidrógeno porque es un átomo simple con una estructura electrónica muy simple. Solo tiene un electrón que se encuentra en el orbital 1 s . Recuerde de una lección anterior que 1 s significa que tiene un número cuántico principal de 1. Esto significa que está en el primer y más bajo nivel de energía , y debido a que está en un orbital s , se encontrará en una región que tiene la forma de un Esfera que rodea el núcleo.
Todo lo que nos vamos a centrar en esta lección es el nivel de energía, o el 1 (a veces escrito como n = 1). Este pequeño electrón se encuentra en el nivel de energía más bajo, llamado estado fundamental , lo que significa que tiene la energía más baja posible. Cuando escribe configuraciones electrónicas para átomos, las está escribiendo en su estado fundamental.
Entonces, si este electrón se encuentra ahora en el estado fundamental, ¿se puede encontrar en otro estado? Absolutamente. Si este electrón se excita, puede subir al segundo, tercero o incluso a un nivel de energía más alto. Pero, ¿qué causa que este electrón se excite? Agregar energía a un electrón hará que se excite y se mueva a un nivel de energía más alto. Cuanta más energía se agregue al átomo, más se alejará el electrón. En una lección posterior, discutiremos qué le sucede al electrón si se agrega demasiada energía.
Un par de formas en que se puede agregar energía a un electrón es en forma de calor, en el caso de los fuegos artificiales, o electricidad, en el caso de las luces de neón. Cuando estas formas de energía se agregan a los átomos, sus electrones toman esa energía y la usan para moverse a niveles de energía externos más alejados del núcleo.
Modelo Mecánico Cuántico: Definición y descubrimiento
Mapa Conceptual del Modelo Estándar de la Física de Partículas
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Ahora, esos electrones no pueden mantenerse alejados del núcleo en esos altos niveles de energía para siempre. Finalmente, los electrones volverán a descender a niveles de energía más bajos. Si los electrones pasan de un estado de alta energía a un estado de baja energía, ¿a dónde va toda esta energía adicional? La energía no desaparece simplemente.
A medida que los electrones pasan de un orbital de alta energía a un orbital de baja energía, el átomo libera la diferencia de energía en forma de fotón. Un fotón es una partícula ingrávida de radiación electromagnética. La radiación electromagnética se presenta en muchas formas: calor, luz, luz ultravioleta y rayos X son solo algunas. La característica más importante de este fotón es que cuanto mayor sea la transición que haga el electrón para producirlo, mayor será la energía que tendrá el fotón.
Aquí es donde las cosas se ponen interesantes.
Los fotones de alta energía se verán como colores de mayor energía: púrpura, azul y verde, mientras que los fotones de menor energía se verán como colores de menor energía como el rojo, el naranja y el amarillo. ¿Recuerda esos colores del arco iris: rojo, naranja, amarillo, verde, azul y violeta? Estos se enumeran en el orden de aumento de energía. Esencialmente, cada transición que haga este electrón de hidrógeno corresponderá a una cantidad diferente de energía y un color diferente que se está liberando. A esto se le llama espectro atómico .
El modelo de Bohr
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Entonces, ¿quién descubrió esto? A principios del siglo XX, un tipo llamado Niels Bohr estaba investigando el átomo y estaba imaginando el modelo de Rutherford.del átomo, que, como recordará, representa al átomo con un pequeño núcleo cargado positivamente en el centro rodeado por una especie de grupo de electrones situados al azar. Mientras Bohr investigaba la estructura del átomo, descubrió que a medida que los átomos de hidrógeno se excitaban y luego liberaban energía, solo se emitían tres colores diferentes de luz visible: rojo, verde azulado y violeta. Si los electrones estuvieran situados al azar, como creía inicialmente basándose en los experimentos de Rutherford, entonces serían capaces de absorber y liberar energía de colores aleatorios de luz. Su conclusión fue que los electrones no están situados al azar. En cambio, están ubicados en lugares muy específicos que ahora llamamos niveles de energía.
Esto llevó al modelo de Bohr del átomo, en el que un núcleo pequeño y positivo está rodeado por electrones ubicados en niveles de energía muy específicos. Por ejemplo, siempre que un electrón de hidrógeno cae del quinto nivel de energía al segundo nivel de energía, siempre emite una luz violeta con una longitud de onda de 434,1 nanómetros. Una longitud de onda es solo una forma numérica de medir el color de la luz. Además, siempre que un electrón de hidrógeno descendía solo del tercer nivel de energía al segundo nivel de energía, emitía una luz roja de muy baja energía con una longitud de onda de 656,3 nanómetros.
Estos hallazgos fueron tan significativos que la idea del átomo cambió por completo. Lo que alguna vez se pensó como una distribución casi aleatoria de electrones se convirtió en la idea de que los electrones solo tienen ubicaciones específicas donde se pueden encontrar. Aquí es donde comenzó la idea de configuraciones electrónicas y números cuánticos.
Muchos átomos de electrones
Ahora sabemos que cuando los electrones de hidrógeno se excitan, emitirán colores muy específicos dependiendo de la cantidad de energía que pierda cada uno. Esto también sucede en elementos con átomos que tienen múltiples electrones. Sin embargo, debido a que cada elemento tiene una configuración electrónica diferente y una estructura ligeramente diferente, los colores que emite cada elemento van a ser diferentes. Cada elemento tendrá su propio color distintivo cuando se exciten sus electrones, o su propio espectro atómico. ¡Eso es lo que causa diferentes colores de fuegos artificiales! Por ejemplo, cuando se quema cobre, produce una llama verdosa azulada. Cuando se quema sodio, produce una llama de color dorado amarillento. Cuando se quema magnesio, libera fotones que son tan altos en energía que va más alto que el violeta y emite una llama ultravioleta.
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Cuando las luces de neón se energizan con electricidad, cada elemento también producirá un color de luz diferente. De hecho, el término luz ‘neón’ se refiere simplemente a las luces rojas. Las luces azules son producidas por argón electrificado, y las luces naranjas son producidas realmente por helio electrificado. Estos espectros atómicos son casi como huellas dactilares de elementos. El color que emite una sustancia cuando sus electrones se excitan se puede utilizar para ayudar a identificar qué elementos están presentes en una muestra determinada. Los científicos utilizan estos espectros atómicos para determinar qué elementos se queman en las estrellas en el distante espacio exterior.
Resumen de la lección
¡Espero que esta lección arroje algo de luz sobre de qué son responsables esos pequeños electrones! Para mí, es uno de los aspectos más interesantes del átomo, y cuando se trata de la fuente de luz, es realmente un proceso simple. Primero, el átomo absorbe la energía en forma de calor, luz, electricidad, etc. Segundo, los electrones se mueven hacia niveles de energía más altos. Se emocionan. En tercer lugar, los electrones vuelven a descender a niveles de energía más bajos. ¡No pueden estar emocionados por siempre! Finalmente, la energía se libera del átomo en forma de fotón.
Los resultados del aprendizaje
Después de ver esta lección, debería poder:
- Definir estado fundamental, fotones, radiación electromagnética y espectro atómico.
- Resumir el modelo de Bohr y diferenciarlo del modelo de Rutherford
- Explica cómo los electrones emiten luz y cómo pueden emitir diferentes colores de luz.
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