La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de estudio está en permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas, sintetizadas por el hombre crece día a día. El mundo actual y nuestra vida cotidiana están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los materiales más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los plaguicidas o los fertilizantes. Gran parte de la "cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del hombre de estos productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo conocimiento de la estructura atómica y molecular.
Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos enlazados entre sí para formar un edificio más complejo y con propiedades completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico que una de las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos constituyentes, en un primer intento para entender como se unen entre sí para formar nuevos sistemas que van desde la simplicidad de una molécula de hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el esfuerzo de sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus estructuras y propiedades y por ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones.
Conceptos Básicos de la Estructura Atómica
Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen características similares.
Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.
Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.
Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaban unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27kg.).
Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores.
Modelo de Bohr
donde n es la frecuencia de la línea, m y n son pequeños números enteros, y R es un número fundamental, la célebre constante del sueco Johann Robert Rydberg, que había seguido en espectros más complejos que el del hidrógeno la misteriosa recurrencia del multiplicador R, calculando con gran precisión su valor. Empero, ¿cuál era el sentido de estos hallazgos empíricos? Todos los esfuerzos considerables y perseverantes para deducir las reglas de Balmer, de Ryddberg, y de Ritz, con la ayuda de analogías mecánicas, acústicas y eléctricas, fracasaron completamente. "Creo –escribió Poincaré, con profética visión– que aquí reside uno de los más importantes secretos de la naturaleza” . Fue este secreto el que Bohr empezó a estudiar.
Los átomos de gases calientes emiten y absorben luz a ciertas longitudes de onda.
En el gráfico se demuestran tres espectros de emisión y uno de absorción.
LÍNEAS ESPECTRALES DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
En 1885 Johann Balmer descubrió una ecuación que describe la emisión y absorción del espectro del átomo de hidrógeno:
1 / l = 1.097 x 107 (1 / 4 - 1 / n2)
donde n = 3, 4, 5, 6, ...
Balmer encontró la ecuación dada la casualidad de un error, ya que no tenía ninguna comprensión de la física subyacente.
FORMULA DE BALMER
1 / l = 1.097 x 107 (1 / 4 - 1 / n2)
por n = 3, 4, 5, 6, .....
-------------------------------------------
donde n = 3:
1 / l = 1.097 x 107 (1 / 4 - 1 / 9)
= 1.524 x 106 m-1
l = 6.56 x 10-7 m
= 656 x 10-9 m
= 656 nm
La incapacidad de las leyes clásicas –mecánicas o electromagnéticas– para interpretar los espectros emitidos por los átomos incandescentes, ¿no era acaso un índice de la invalidez 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 electrones planetarios en tomo del núcleo –demandó Bohr– 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 2p, sea igual a un número entero de cuanto h, 2h, 3h, y así sucesivamente. Las demás trayectorias 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 menor energía 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 toma valores 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 núcleo.
n
distancia
1
0,53 Å
2
2,12 Å
3
4,76 Å
4
8,46 Å
5
13,22 Å
6
19,05 Å
7
25,93 Å
Nota: Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) y equivale a 1.0x10-10 metros.
El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita "absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón necesita emitir la energía absorbida ( por ejemplo en forma de radiación).
Considérese un electrón de carga -e en una órbita circular de un radio r0 y la presencia de una fuerza de Coulomb F generada por un protón de igual carga opuesta ( F = ma ).[01]
Usando de hecho que el momentum es p = mv, y que éste está dado en términos de la longitud de onda de DeBroglie, entonces tenemos:
[02]
ello, también permite estimar la velocidad en términos de la longitud de onda de DeBroglie:
[03]
En consecuencia, la ecuación [01] puede ser expresada con la longitud de onda de DeBroglie omitiendo la velocidad:
[04]
En este paso, Bohr da el salto cerrando la función de la onda e integrando su longitud a un número de la circunferencia de la órbita:
[05]
Combinando las ecuaciones [04] y [05] permite eliminar la longitud de onda y obtener la solución el radio:
[06]
Esto concuerda perfectamente con el resultado de la ecuación de Schröedinger, que es la manera más correcta de solucionar el problema
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