Con mala letra

Otra bitácora más en un universo de unos y ceros

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copyleft - Luis Javier Tarrío

Historia del átomo (4): El cuanto, fin del cuento

[Nota: espero que nadie me amenace de muerte por el título de la historia]
En la última historia de esta serie vimos que se había avanzado hasta una concepción del átomo en la que los electrones giraban en torno al núcleo, compuesto por protones y neutrones, pero de un modo tal que se desintegraría en apenas una fracción de segundo. Obviamente esto no es cierto, los átomos existen (y tanto) en el mundo real. Algo quedaba aún por descubrir, alguna propiedad que le diese estabilidad a los átomos a la vez que diferenciaba entre el núcleo atómico y la corteza.

Fue a Bohr al que se le ocurrió la idea de aplicar el principio de cuantización de la energía que explicaba tanto la catástrofe ultravioleta como el efecto fotoeléctrico a la estructura atómica. Vamos, que se le ocurrió que tal vez sólo algunas órbitas le estaban permitidas a los electrones, que podían pasar de unas a otras de un salto, pero nunca estar entre dos de ellas. De ese modo, los electrones tenderían a ocupar la órbita con menos energía (por esa costumbre de la naturaleza a minimizar la energía) y, en caso de que el electrón estuviese en una orbita con una energía superior, tendríamos lo que se llama un átomo excitado.


Teníamos, entonces, que Bohr sugería un átomo en el que los electrones iban por ahí saltando de una orbita a otra, cada una con una energía asociada diferente... un electrón en una orbita cercana al núcleo tendrá menos energía que uno situado más lejos. Pero si, como dice Bohr, el electrón salta de uno a otro, ¿qué pasa con el exceso o defecto de energía? Muy simple, para excitar un electrón (es decir, que el electrón pase a una orbita más lejana al núcleo) es necesario darle energía, y cuando se de-excita, el electrón mismo se encarga de emitirla. ¿Y cómo se emite/recibe esa energía? Por medio de fotones.


Por tanto el átomo está ahora emitiendo fotones por ahí a mansalva, con sus electrones saltando de una órbita a otra. Pero un fotón, en ciertos niveles energéticos, no es más que luz, por tanto los átomos deberían emitir luz... y lo hacen, si aplicamos la fórmula de Balmer (descubierta empíricamente por Balmer) al átomo de hidrógeno obtenemos la serie de Balmer, que no es más que el espectro atómico del hidrógeno. Pero, oh maravilla, la serie de Balmer daba valores para el espectro situados más allá del ultravioleta (en donde no podemos verla), y predecía que más o menos a una longitud de onda de 350 nm habría una infinidad de líneas del espectro juntas. Se comprobó y así fue. Posteriormente se encontraron otras series además de la de Balmer, que provenían de cambiar un 2 en la fórmula original por un 1 o un 3, un 4... Estos números guardaban estrecha relación con la hipótesis de Bohr, ya que se debían al nivel de la órbita de los electrones. Además, cuando pasa luz blanca por un gas de hidrógeno se puede ver que el espectro es el de la luz blanca (todos los colores) excepto las líneas del espectro de hidrógeno, debido a que el átomo las ha absorbido y se ha excitado.

Así que ahora el espectro atómico estaba explicado gracias a la hipótesis de Bohr. Pero esto era demasiado bonito para acabar aquí, de modo que vamos a complicarlo un poco más (entre eso y mi modo de explicarme vamos finos).Se descubrió que había algunos cambios entre órbitas que no implicaban un cambio energético, por lo que se pasa a hablar de cambios en niveles energéticos y no de cambios de órbitas. Además los físicos se preguntaban cuantos electrones habría en cada órbita del átomo. Si lo natural es que el átomo tienda a tener la menor energía, es lógico pensar que todos los electrones tienden a estar en la órbita más cercana al núcleo. Fue Pauli el que dijo que sólo dos electrones podían estar en la misma órbita, y que si esta estaba llena entonces pasaban a ocupar la órbita siguiente. Posteriormente se vio que los electrones que ocupaban cada órbita siempre giraban en sentidos contrarios, por lo que hubo que retocar un poco el principio de exclusión de Pauli.


Ya para ir acabando, sin adentrarse mucho, todos sabemos que no podemos conocer a ciencia cierta la posición y la velocidad de un electrón (es el principio de indeterminación de Heisemberg), por tanto, ¿qué sentido tiene decir que los electrones están en una órbita definida siguiendo una trayectoria circular (o elíptica)? Nace así el concepto de orbital, que nos da la región con mayor probabilidad de encontrar un electrón.

2003-08-15 03:25 | 11 Comentarios | Esta historia

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Comentarios

1
De: ronald medina Fecha: 2005-11-25 16:36

hola ahi te mando el trabajo para mañana ok y espero que lo hagas esta vez ya no hay ayudaditas ok .te veo mañana un beso amix



2
De: Anónimo Fecha: 2006-03-22 00:19

no encuentro nada



3
De: nico Fecha: 2006-03-24 02:46

necesito una linea de tiempo de los atomos



4
De: Lorena Fecha: 2006-07-25 01:47

Necesito estos datos: ¿Por qué se dice que los átomos son electron?
La historia del átomo una pequeña reseña
distintos modelos atómicos que existieron en la historia



5
De: alverto Fecha: 2007-02-17 22:03

solo quiero que los que tengan coreo me aladan porfa va mi correo es gorillaz_palma@hotmail.com



6
De: Anónimo Fecha: 2007-02-23 18:51

me gustaria que contara la verdadera historia



7
De: anonimo Fecha: 2007-03-20 02:29

pss necesito una linea de tiempo esta cochinada no sirve para nada



8
De: JESUS Fecha: 2007-09-04 20:07

JESUS_ALE_XIS@HOTMAIL.COM



9
De: JESUS Fecha: 2007-09-04 20:07

JESUS_ALE_XIS@HOTMAIL.COM



10
De: lalala Fecha: 2007-11-12 03:06

jojjojojojojo



11
De: sonia Fecha: 2009-10-07 19:29

quisiera que me dieras una respusta concreta de que es lo que pasa cuando un electron salta de una orbita a otra
pliss



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