Fundamentos Esenciales de la Estructura Atómica y la Mecánica Cuántica

Fundamentos de la Estructura Atómica

Conceptos Clave de las Ondas Electromagnéticas

• Longitud de onda (λ): Distancia entre dos máximos o mínimos sucesivos de una onda.
• Oscilación: Vibración que da lugar a una onda.
• Periodo (T): Tiempo que tarda una onda en recorrer una longitud de onda. Se calcula como T = 1/f (en segundos).
• Frecuencia (f): Número de oscilaciones que pasan por un punto en la unidad de tiempo (medida en Hertz, Hz).

La Ecuación de las Ondas Electromagnéticas se expresa como V = C = 3 x 10⁸ m/s, donde C es la velocidad de la luz en el vacío y se relaciona con la longitud de onda (λ) y la frecuencia (f) mediante la fórmula C = λ · f.

La Hipótesis de Planck y la Cuantización de la Energía

La Hipótesis de Planck (1900-1901) marcó el origen de la teoría cuántica. Contrariamente a la física clásica, que suponía que los átomos podían absorber o emitir cualquier cantidad de energía radiante, Max Planck postuló que los átomos de los elementos, cuando están aislados, emiten o absorben energía solo en determinadas frecuencias luminosas.

Según Planck, cada átomo no puede absorber o emitir energía radiante de forma arbitraria, sino en cantidades proporcionales a su frecuencia. Además, supuso que la energía que emite o absorbe un átomo está formada por pequeños paquetes energéticos denominados cuantos o fotones.

La energía (E) de cada uno de los cuantos emitidos o absorbidos por los átomos viene dada por la ecuación: E = hf, donde h es la constante de Planck (6,626 x 10⁻³⁴ J·s) y f se mide en Hz.

Dado que la energía del átomo puede aumentar o disminuir solo en cantidades enteras de hf, esto significa que la energía de la radiación es discontinua y está cuantizada (E = nhf, donde n es un número entero).

Espectros Atómicos: Emisión y Absorción

Un espectro se compone de líneas brillantes de diferentes colores. Para su observación, se utiliza un espectroscopio, un instrumento que dirige la luz a un prisma después de que esta haya pasado por una rejilla.

Espectro de Emisión

Para obtener un espectro de emisión, se excita un átomo en estado gaseoso y a baja presión. Este emite una luz que, al pasar por una pantalla y atravesar un prisma, produce un espectro de luz de colores sobre un fondo negro. Estas líneas son características de cada elemento, mostrando patrones de rayas únicos para cada uno.

Espectro de Absorción

En el espectro de absorción, una fuente luminosa pasa a través de una muestra del elemento (generalmente en estado gaseoso). La luz atraviesa la pantalla y el prisma, apareciendo líneas oscuras sobre un fondo continuo de colores. Curiosamente, las líneas oscuras del espectro de absorción coinciden con las líneas brillantes del espectro de emisión del mismo elemento.

El Modelo Atómico de Bohr para el Hidrógeno

A fin de explicar los espectros atómicos, Niels Bohr propuso un modelo atómico de tipo planetario en el que los electrones giran en torno a un núcleo central, con las siguientes tres restricciones o postulados:

1. 1er Postulado: El electrón posee una energía fija y determinada en cada órbita.
2. 2do Postulado: El electrón se mueve describiendo órbitas circulares estables alrededor del núcleo sin emitir energía.
3. 3er Postulado: El electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo radiación electromagnética (fotones) de una frecuencia específica.

Interpretación de los Espectros Atómicos según Bohr

La emisión de radiación observada en los espectros de los átomos podría considerarse como el paso del electrón de una órbita de mayor energía a otra de menor energía, mediante la liberación de un fotón de luz. Por otro lado, la absorción de energía sería el paso de dicho electrón de una órbita de menor energía a otra de mayor energía.

Limitaciones del Modelo de Bohr y la Introducción de Números Cuánticos

El modelo de Bohr solo explicaba de forma estricta el comportamiento del hidrógeno y otros iones sencillos con un solo electrón en la corteza. Para sistemas más complejos, se hizo evidente la necesidad de una descripción más avanzada.

La introducción de los Números Cuánticos permitió describir con mayor precisión el estado de los electrones en los átomos:

• El número cuántico azimutal (o secundario) define el número de subniveles en un nivel de energía y la forma de las órbitas (que pueden ser elípticas, no solo circulares).
• El Spin está relacionado con el momento de giro del electrón sobre sí mismo.

Mecánica Cuántica: Una Visión Moderna del Átomo

La Mecánica Cuántica (desarrollada a partir de 1925 por figuras como Schrödinger y Heisenberg) es capaz de explicar la constitución atómica y la formación de enlaces químicos, además de predecir una serie de fenómenos físico-químicos. Se basa en principios fundamentales como:

• La teoría de Planck sobre la cuantización de la energía.
• La Dualidad Onda-Corpúsculo de Louis de Broglie.
• El Principio de Incertidumbre de Heisenberg.

Esta teoría revela que en el mundo microscópico todo está cuantizado (formado por paquetes de energía o partículas individuales).

La Hipótesis de De Broglie: Dualidad Onda-Partícula

La luz presenta una dualidad: o la consideramos de tipo ondulatorio para explicar ciertos fenómenos (como la reflexión, refracción o difracción), o de tipo corpuscular al pretender explicar comportamientos como el efecto fotoeléctrico.

Louis de Broglie extendió esta idea, postulando que las partículas (como los electrones) también poseen propiedades ondulatorias. Se comprueba que cuanto menor es el tamaño de la partícula que se mueve, mayor es su comportamiento ondulatorio.