Química General, 2000 - Victor Manuel Ramírez

QUÍMICA GENERAL
Figura 1.137
Las variaciones de energía potencial
de un libro en un estante se realizan
en “saltos”. Así ocurre con los
electrones en los átomos.
1.3.4 Planck, la energía y los cuantos
En 1900, el famoso físico alemán Max Planck, desarrolló una ecuación matemática
empírica para trazar una gráfica que relacionara la intensidad de la radiación con
la longitud de onda. Planck pensó que la luz era producida de manera discontinua
dentro de la cavidad de la esfera mediante un gran número de osciladores microscópicos,
cada uno de los cuáles vibraba con una frecuencia característica (μ).
Encontró también que la energía de cada oscilador podría expresarse por:
donde:
E 5 hy
h 5 6.62 3 10 227 erg seg
A este número se le llama constante de Planck.
El trabajo de Planck marca el comienzo de una disciplina conocida como mecánica
cuántica que sirve de base al concepto moderno de la estructura atómica y molecular.
Basándose en los conceptos de Planck y en la validez de la ecuación de Rydberg, en
1908 Einstein llegó a la conclusión de que los átomos absorben y emiten energía
en pequeñas cantidades, cuantos, a menudo descritos como “haces de energía”.
La diferencia entre la energía absorbida o emitida se debe al desplazamiento que
sufre un electrón de un nivel de energía a otro. Un átomo se excita por la absorción
de una cantidad característica de energía que causa el desplazamiento de un electrón
de un nivel hacia otro más alejado del núcleo. El átomo puede “autoestabilizarse”
por emisión de la misma cantidad de energía en la forma de luz. Puesto que la
luz se origina de esas transiciones electrónicas y puede ser absorbida por el proceso
inverso, se considera discontinua y compuesta de pequeños cuantos llamados fotones.
Un fotón es el resultado de una transición electrónica y tiene una energía de
E 5 hy.
1.3.5 Espectros del átomo de hidrógeno y teoría atómica
de Bohr
En 1913, Niels Bohr, físico danés, modificó el modelo de Rutherford y propuso otro
de tipo planetario del átomo de hidrógeno. Sus postulados son:
Figura 1.138
n = 3
n = 2
n = 1
E 3
– E 2
= hv
ba
la teoría electromagnética de la materia.
ber
cantidades fijas de ella.
dades
fijas de ella.
h/2 (h 5 constante de Planck).
Modelo atómico de Bohr. Cuando un electrón
salta a una órbita de menor energía emite luz.
Modelo de Sommerfeld
En 1916 Arnold Sommerfeld propuso un modelo atómico con órbitas elípticas
y circulares, en el segundo y en los niveles más altos de energía. Para
describir cada uno de los niveles mayores de energía, Sommerfeld definió
dos números cuánticos. Uno de ellos, n, designa los niveles principales de
energía y es idéntico a los números usados por Bohr (n 5 1, 2, 3, 4, . . . , etc.).
El otro número cuántico, k, indica el grado en que la órbita elíptica se desvía
94