Written by A principios del siglo pasado, Ernest Rutherford dedujo que un átomo está formado por un núcleo pequeño y denso, donde residen protones (cargas positivas) y un número igual de electrones (cargas negativas), habitando la periferia. Este modelo se conoció como modelo planetario ¹.
Aunque bastante intuitivo, este modelo para el «átomo» nació «condenado a muerte» porque, según la teoría clásica, en un átomo como este los electrones estarían constantemente irradiando energía en forma de ondas electromagnéticas y pronto colapsarían sobre el núcleo. materia completamente aniquiladora.
Además, las emisiones observadas (si es posible) deberían estar en todas las longitudes de onda, ya que los electrones describirían trayectorias helicoidales continuas que emiten en todas las frecuencias antes de «caer» en el núcleo.
Luego, en 1913, el físico danés Niels Bohr desarrolló un nuevo modelo para explicar la estabilidad de la materia y la emisión del espectro en carriles definidos en cada elemento.
Este modelo, aunque todavía no “funcionó” para átomos más pesados, explicaba perfectamente fenómenos como el espectro de emisión y absorción del hidrógeno. El hidrógeno es el átomo más simple que existe: su núcleo tiene solo un protón y solo hay un electrón orbitando alrededor de ese núcleo. Para explicar la evidente estabilidad del átomo de hidrógeno y, además, la aparición de la serie de líneas espectrales de este elemento,
Bohr propuso algunos «postulados».
1) El electrón gira alrededor del núcleo en una órbita circular, como un satélite alrededor de un planeta, permaneciendo en esa órbita a expensas de la fuerza eléctrica de atracción entre cargas de signos opuestos.
2) La órbita circular del electrón no puede tener ningún radio. Solo se permiten unos pocos valores para los radios de las órbitas.
3) En cada órbita permitida, el electrón tiene una energía constante y bien definida, dada por: E = E1 / n2, donde E1 es la energía de la órbita de radio mínimo. Bohr dio una fórmula para E1:
Veamos el signo negativo en esta fórmula. Cuanto menor sea la n, más interna será la órbita (menor el radio) y más negativa será la energía del electrón. Los físicos usan energías negativas para indicar que algo está conectado, «confinado» a alguna región del espacio.
4) Mientras esté en una de sus órbitas permitidas, el electrón no emite ni recibe energía.
5) Cuando un electrón cambia de órbita, el átomo emite o absorbe un «cuanto» de energía luminosa.
Los niveles de energía se representan como en la siguiente figura. Varios científicos han investigado las transiciones a diferentes niveles. De ahí que tengamos varias series
Niveles de energía del átomo de hidrógeno
Serie de Balmer Líneas más intensas
Los grados:
¹ En 1908, Rutherford llevó a cabo su famoso experimento, que se convertiría en su contribución más brillante (entre muchas otras) a las Ciencias Físicas. El experimento consistió en bombardear una hoja de oro muy fina con partículas alfa. El experimento mostró que la gran mayoría de partículas atravesaron la hoja sin desviarse, mientras que otras se desviaron. Basado en estas observaciones y cálculos, concluyó que los átomos de oro – y, por extensión, cualquier átomo – eran estructuras prácticamente vacías, no esferas masivas. En el interior, toda la carga positiva estaría concentrada, responsable de la desviación de un pequeño número de partículas alfa. En la periferia de esta región, llamada núcleo, orbitan los electrones. Así, el modelo desarrollado por el científico fue el de un sistema similar al solar: un gran núcleo central, rodeado de partículas móviles.
Bibliografía:
HALLIDAY, David; RESNICK, Robert; KRANE, Kenneth S .. Física 4. Río de
Enero, LTC – Libro técnico y científico, 1996.
TIPLER, Paul. Física: para científicos e ingenieros. 3ª ed, Vol 4. Río de Janeiro,
LTC – Libro técnico y científico, 1995.
