TRABAJOS DE NIELS BHOR

En 1913, el físico danés Niels Bohr revisó radicalmente el concepto de la emisión de radiación por partículas eléctricamente cargadas que se mueven en órbitas en el interior del átomo, a la que hasta entonces se había aplicado la teoría electromagnética del físico británico James Clerk Maxwell. Bohr introdujo un modelo que combinaba la teoría clásica de Maxwell con la teoría cuántica de Planck. Empleando esa teoría híbrida, Bohr obtuvo una fórmula general para la radiación emitida por el átomo de hidrógeno, que no sólo proporcionaba las longitudes de onda de las líneas de Balmer, sino que predecía correctamente otras series de líneas que se observaron posteriormente en la zona ultravioleta e infrarroja del espectro del hidrógeno.

El razonamiento de Bohr era que la existencia de un átomo como el hidrógeno, formado por un protón cargado positivamente y un electrón cargado negativamente que gira alrededor de él, sólo se puede entender a partir de una determinada distancia básica entre ambos que explique las dimensiones estables del átomo (es decir, que explique por qué el electrón no "cae" en el núcleo). Como las consideraciones dimensionales demuestran que esta distancia no puede obtenerse mediante una combinación matemática que implique exclusivamente la carga del electrón, e, y su masa, m, Bohr argumentó que había que introducir en la teoría atómica otra constante física fundamental que, combinada adecuadamente con las constantes e y m, proporcionara la distancia buscada. Bohr halló que la constante de Planck, h, cumplía bien ese cometido, y sugirió que la distancia básica venía dada por la combinación matemática:

El valor de esta distancia es de 5,29·10-11 m, que constituye el llamado radio de Bohr del átomo de hidrógeno. Este valor también se denomina radio de la primera órbita de Bohr. Bohr utilizó un concepto revolucionario y totalmente opuesto a la física clásica, introducido por la teoría cuántica. Según este concepto, existe una cantidad física llamada acción que está cuantizada en unidades de valor h (lo que significa que no puede haber una acción menor que h). Bohr explicó la estabilidad del átomo de hidrógeno asignando una única unidad de acción a la primera de las llamadas órbitas de Bohr. Con ello se eliminaba cualquier posible órbita más pequeña, porque una órbita así tendría una acción menor que h, lo que violaría la hipótesis cuántica. A continuación, Bohr supuso que cada órbita permitida del electrón, a medida que se aleja del protón, difiere de la órbita inmediatamente anterior en una única unidad de acción h. Por tanto, la acción de la segunda órbita debe ser 2h, la acción de la tercera órbita 3h, y así sucesivamente. Esto significa que la acción de la órbita número n, donde n es un entero, debe ser nh, y entonces se puede demostrar que el radio de la n-ésima órbita tiene que ser:

Por la dinámica clásica, Bohr sabía que la energía total cinética y potencial de una partícula que se mueve en una órbita circular es negativa, porque la energía potencial negativa de la órbita es mayor que su energía cinética (que es positiva). Además, la energía total es inversamente proporcional al radio de la órbita. Por tanto, asignó a la energía del electrón en la órbita n-ésima el valor:

multiplicando la inversa del radio por e2/2 y cambiando su signo por motivos dimensionales. Cuando el electrón salta de la órbita n-ésima a la órbita k-ésima, experimenta un cambio de energía igual a:

o

Este cambio aparece en la forma de un único cuanto de energía, o fotón, emitido o absorbido. Cuando k es mayor que n, se absorbe un fotón; cuando k es menor que n, se emite un fotón.

Así, se llega a la fórmula de Bohr para la inversa de la longitud de onda del fotón emitido cuando el electrón salta de la órbita n a la órbita k, al igualar la fórmula anterior con signo cambiado y la energía del fotón, hc/ë. Esto proporciona la ecuación:

La cantidad:

se conoce como constante de Rydberg, R, en honor al físico sueco Robert Johannes Rydberg

Procedimiento experimental

Experimento n° 01: análisis espectral cualitativo

Materiales y reactivos

• Mechero Bunsen
• Alambre de platino o nicrón
• 7 tubos de ensayo

Soluciones de:

• HCl concentrado
• NaCl
• KCl
• LiCl
• CaCl2
• SrCl2
• BaCl2

Procedimiento:

1. Tome el alambre de icrón e introdúzcalo en la parte incolora de la llama del mechero de Bunsen; si la llama se colorea es que existe impureza en el alambre; para quitarla se sumerge el alambre en el tubo de ensayo que contiene el HCl conc., y se lleva nuevamente a la llama. Esta operación se repite varias veces hasta que el alambre no coloree la llama del mechero.

2. Caliente el alambre, toque en él un poco de NaCl y llévelo a la parte azul de la llama. Observe qué color se produce en la llama y anote.

3. Luego se prosigue con las demás soluciones.

Cuestionario

1. ¿Qué es un cuanto, qué es un fotón?
2. Planck le dio el nombre de cuanto a la mínima cantidad de energía que podía ser emitida o absorbida en forma de radiación electromagnética.
   Einstein sugirió que un rayo de luz es en realidad una corriente de partículas de luz, que ahora se conocen como fotones.
   Los espectros de emisión de los átomos en la fase gaseosa no muestran una distribución continua de de longitudes de onda desde el rojo al violeta; en lugar de ello, los átomos producen líneas brillantes en diferente partes del espectro visible. Estos espectros de líneas corresponden a las emisiones de luz sólo a longitudes de ondas específicas.
   La forma de espectro más sencilla, llamada espectro continuo, es la emitida por un cuerpo sólido o líquido que puede ser llevado hasta altas temperaturas. Estos espectros no presentan líneas porque contienen luz de todos los colores, que se suceden sin solución de continuidad como en un arco iris.
3. ¿Qué es un espectro de líneas y espectro continuo?
   Cuando a través de un gas a muy baja presión en un tubo de vacío se pasa una corriente eléctrica, la luz que emite el gas se dispersa por un prisma en diferentes líneas, tal espectro de emisión se describe como un espectro de líneas brillantes; pero cuando iluminamos u gas con un haz de luz blanca y analizar el haz que emerge encontramos que solo se han absorbido ciertas longitudes de onda, tal espectro de absorción redescribe como un espectro de líneas opacas.
4. Diferencias entre espectro de emisión y espectro absorción.
5. ¿A qué se debe el color de la llama al excitar un átomo?

El color que observamos es parte del espectro de emisión que el ojo puede percibir. Nosotros al darle calor el átomo se excita, succión a un nivel superior, y está cuando regresa a su estado original emite energía con una determinada longitud de onda. Esta longitud de onda se encuentra en el rango visible: 380 nm – 700 nm.

5. Llenar el siguiente cuadro de resultados.

CLORUROS	FÓRMULA	COLOR DE LA LLAMA	LÍNEA CARACT.
Sodio Potasio Litio Calcio Estroncio Bario	NaCl KCl LiCl CaCl2 SrCl2 BrCl2	Amarillo Lila Carmesí Indigo Azul Verde amarillento	5890 Å 4044 Å 6708 Å 4226 Å 4607 Å 5535 Å

6 ¿Presentan los elementos los mismos espectros? Explique su respuesta.

Cada elemento tiene su propio espectro debido a que los diferentes colores o longitudes de onda (y, por tanto, las diferentes energías) de los cuantos de luz emitidos o absorbidos por un átomo o molécula, dependen de la estructura de éstos y de los posibles movimientos periódicos de las partículas que los componen, ya que estos dos factores determinan la energía total (potencial y cinética) del átomo o molécula.

7. Se tiene una solución problema, en la cual se identificarán qué elemento o elementos se encuentran presentes

Las líneas características de un espectro atómico se pueden usar en análisis químico para identificar átomos desconocidos, igual que las huellas digitales sirven para identificar a una persona. Cuando las líneas del espectro de emisión de un elemento conocido coinciden con las líneas de un espectro de emisión de una muestra desconocida rápidamente se identifica a ésta.