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Etica Y Moral


Enviado por   •  5 de Febrero de 2014  •  1.550 Palabras (7 Páginas)  •  236 Visitas

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Espectro del hidrógeno

Series espectrales del átomo de hidrógeno

Se denomina espectro del hidrógeno a la emisión electromagnética propia del hidrógeno. Es conocido desde los trabajos de Kirchhoff, Bunsen yFraunhofer que todos los elementos tienen una emisión característica de ondas electromagnéticas dentro de todo el espectro electromagnético.

Historia

Balmer dedujo matemáticamente las relaciones entre las diferentes líneas de emisión del hidrógeno, pero no pudo explicar por qué motivo físico las emisiones seguían ese patrón.

No fue hasta el desarrollo del modelo atómico de Bohr que se pudo dar respuesta a esta incógnita. En este modelo el átomo se describe como un núcleo con carga positiva (formado por protones y neutrones) y los electrones orbitan a su alrededor en órbitas circulares. Sólo se permiten las órbitas que cumplen que su momento angular es un múltiplo entero de la constante de Planck, h. Este modelo fue el primero que introdujo la mecánica cuánticadentro del átomo y explicaba satisfactoriamente, mediante transiciones de electrones entre las diferentes órbitas permitidas, las emisiones electromagnéticas del hidrógeno. A los múltiplos de h de cada órbita se le llamó número cuántico.

Más tarde este modelo fue superado por Sommerfeld, permitiendo órbitas elípticas y con la introducción de otros números cuánticos que explicaron teóricamente los multipletes y las emisiones de átomos de elementos más complejos. Modernamente sabemos que el espectro de emisión de un átomo coincide con los valores del espectro matemático del observable hamiltoniano del átomo.

La fórmula de Balmer generalizada por el físico suizo Walter Ritz (1878-1909) es:

donde R es la constante de Rydberg de valor 1,097 107 m-1. n y m con la interpretación de Bohr se convierten en dos números cuánticos relativos a dos órbitas diferentes (m > n), es decir, esta ecuación da la longitud de onda de la radiación emitida por un electrón que salta desde la órbita m a la n. En función de la órbita n de llegada del electrón de transición, se han definido diferentes series de valores que reciben los nombres de sus descubridores:

• para n=1 Serie de Lyman.

• para n=2 Serie de Balmer.

• para n=3 Serie de Paschen.

• para n=4 Serie de Brackett.

• para n=5 Serie de Pfund.

Ejemplo espectro emision del hidrogeno

En 1913, poco después de los descubrimientos de Planck y Einstein, el físico danés Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica del espectro de emisión del átomo de hidrógeno. El tratamiento de Bohr es muy complejo y no se considera correcto en todos sus detalles. Por ello, aquí sólo se concentrará en los planteamientos importantes y en los resultados finales que explican la posición de las líneas espectrales.

Niels Henrik David Bohr (1885-1962). Físico danés y uno de los fundadores de la física moderna. Bohr se di Premio Nobel en Física en 1922, por su teoría que explicaba el espectro del átomo de hidrógeno.

Cuando Bohr abordó por primera vez este problema, losfísicos ya sabían que los átomos estaban formados deelectrones y protones. Consideraban al átomo como una unidad donde los electrones giraban alrededor del núcleo enórbitas circulares a gran velocidad. Este modelo resultaba atractivo porque semejaba el movimiento de los planetas alrededor del Sol. Se suponía que en el átomo de hidrógeno, la atracción electrostática entre el protón positivo "solar" y el electrón negativo "planetario" empujaba al electrón hacia el interior, y que esta fuerza se contrarrestaba por la aceleración externa debida al movimiento circular del electrón.

El modelo del átomo de Bohr también incluía la idea de que los electrones se movían enórbitas circulares, pero imponía restricciones rigurosas: el único electrón del átomo de hidrógeno podía estar localizado sólo en ciertas órbitas. Dado que cada órbita tiene una energía particular, las energías asociadas al movimiento del electrón en las órbitas permitidas deberían tener un valor fijo, es decir, estar cuantizadas. Bohr suponía que la emisión de radiación por un átomo de hidrógeno energizado se debía a la caída del electrón desde una órbita de mayor energía a otra de menor energía, y esto originaba un cuanto de energía (un fotón) en forma de luz. Con argumentos fundamentados

en la interacción electrostática y en las leyes del movimiento de Newton, Bohr demostró que las energías que tiene el electrón en el átomo de hidrógeno están dadas por

donde Ru, la constante de Rydberg, tiene un valor de 2.18 X 10 ^

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