Espectro Electromagnetico

El Universo tal y como lo conocemos contiene materia y energía, pero sabemos que estos dos componentes están relacionados a través de la famosa ecuación de A. Einstein: E=mc^2, donde E representa la energía, m la masa de la materia y c la velocidad de la luz. La luz es una manifestación de la energía y está asociada a la radiación electromagnética que se encuentra en todo el universo y se describe como un campo electromagnético (con descripción ondulatoria) o como fotones (con descripción como partícula), tanto ondas como fotones se desplazan en el espacio a la velocidad de la luz. Todos estamos familiarizados y estamos en continuo contacto con la radiación electromagnética: cuando observamos una noche estrellada o caminamos durante el día, todo lo que vemos con nuestros ojos, el calor del sol en nuestra piel, la comunicación con nuestros amigos por el celular, cuando escuchamos la radio FM o cuando calentamos la comida en el horno microondas, son situaciones donde la radiación electromagnética está jugando una parte importante y afectando nuestras vidas (Bernardo Fontal – El Espectro Electromagnético y sus Aplicaciones – 2005).

Si las ondas electromagnéticas se organizan en un continuo de acuerdo a sus longitudes obtenemos el espectro electromagnético en donde las ondas más largas (longitudes desde metros a kilómetros) se encuentran en un extremo (Radio) y las más cortas en el otro (longitudes de onda de una billonésima de metros) (Gamma) (Ver Figura #1).

A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba dos graves inconvenientes:

1.- Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales una partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía electromagnética.

2.- Según el enunciado anterior los espectros atómicos deberían ser continuos, ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por líneas de una frecuencia determinada.

3.- No explicaba como con solo dos/tres tipos de partículas distintas, pueden existir un centenar de átomos (elementos químicos) con propiedades diferentes y su ordenación en la tabla periódica.

Por esto el modelo de Bohr (Ver Figura #2) supera las dificultades del de Rutherford suponiendo simplemente que la física clásica no se podía aplicar al universo atómico. Bohr aplicó estas ideas al átomo de hidrógeno y mencionó los siguientes postulados:

Primer Postulado: Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radia energía.

Segundo Postulado: No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular del electrón sea un múltiplo entero de la constante reducida de Planck.

Tercer Postulado: El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una

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