Espetro De Hidrogeno

ESPECTRO DE HIDRÓGENO

Antes del modelo atómico de Bohr se consideraba al átomo como una unidad en donde los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas a gran velocidad y se pensaba que la fuerza de atracción electrostática entre el protón y el electrón era contrarrestada por el movimiento circular, pero en un momento dado el electrón se iría acercando cada vez más hacia el núcleo y se destruiría junto con el protón. Para explicar por qué no sucedía esto, Bohr postuló que un electrón solo podía ocupar ciertas orbitas de energía específica, es decir las energías del electrón están cuantizadas. Bohr atribuyó la emisión de radiación de un átomo de hidrógeno cuando este cae de una órbita superior a una inferior y a la emisión de un cuanto de energía (fotón), demostrando que las energías que tiene el electrón en el átomo de hidrógeno están dadas por:

Donde RH, es la constante de Rydberg de valor 2.18 × 10–18 J. El signo negativo hace referencia a que la energía del electrón en el átomo, es menor, que la del electrón libre que se encuentra a una longitud infinita del núcleo y n (número cuántico) es un entero que está dado por valores de n=1,2,3……(Chang, 2014)

La teoría de Bohr ayuda a explicar el espectro de la línea del átomo de hidrógeno, en donde, la energía radiante que absorbe el átomo hace que el electrón pase de un estado más bajo de energía a uno mayor, es decir se encuentra en un estado excitado, por el contrario, cuando el electrón pasa de un estado de mayor a menor energía se emite energía radiante en forma de fotón, volviendo a su estado fundamental. La cantidad de energía asociada a cada uno de estos cambios está determinada por la longitud de ondas.

Cada línea del espectro de emisión del átomo de hidrógeno corresponde a una determinada transición del átomo, estas vienen a representar las respectivas líneas espectrales, y el color de cada línea del espectro depende del número de fotones emitidos con la misma longitud de onda.

Cada una de las series de líneas que aparecen reciben su nombre dependiendo el nivel energético de llegada, determinando que el nivel de llegada n=1 corresponde a la serie Lyman de región espectral ultravioleta, cuando el nivel de llegada es n=2 serie de Balmer que está constituida por cuatro líneas y región espectral visible ( con una longitud de onda de 410 nm ( violeta ) , otra con 434 nm ( azul ), 486 nm (verde) y 656 nm (rojo), cuando observamos un espectro de visión con datos en color negro solo se muestran las líneas de las serie de Balmer, para n=3 a la serie de Paschen de región espectral infrarrojo, n=4 serie de Brackett y n=5 serie de Pfund.

El éxito de la teoría de Bohr constituyo en explicar satisfactoriamente estas transmisiones energéticas del espectro de hidrógeno, pero como no satisfacían a todos los elementos

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