Teoria Cuantica De Planck Teoria De Niels Bohr Y Tipos De Enlaces

TEORIA CUÁNTICA DE PLANCK

Cuando un cuerpo es calentado emite radiación electromagnética en un amplio rango de frecuencias.

El cuerpo negro (ideal) es aquel que además absorbe toda la radiación que llega a él sin reflejarla, de tal forma que sólo emite la correspondiente a su temperatura.

A fines del siglo XIX fue posible medir la radiación de un cuerpo negro con mucha precisión. La intensidad de esta radiación puede en principio ser calculada utilizando las leyes del electromagnetismo. El problema de principios del siglo XX consistía en que si bien el espectro teórico y los resultados experimentales coincidían para bajas frecuencias (infrarrojo), estos diferían radicalmente a altas frecuencias. Este problema era conocido con el provocativo nombre de “la catástrofe ultravioleta”, ya que la predicción teórica diverge a infinito en ese límite.

Quien logró explicar este fenómeno fue Max Planck, en 1900, que debió para ello sacrificar los conceptos básicos de la concepción ondulatoria de la radiación electromagnética.

Para resolver la catástrofe era necesario aceptar que la radiación no es emitida de manera continua sino en cuantos de energía discreta, a los que llamamos fotones.

La energía de estos fotones es:

E (fotón) = h.ν

ν : Frecuencia de la radiación electromagnética (s-1)

h : constante de Planck

h = 6,62.10-27 erg.s

h = 6,62.10-34 J.s

Cuando la frecuencia de la radiación es baja el efecto de la discretización se vuelve despreciable debido al minúsculo valor de la constante de Planck, y es perfectamente posible pensar al sistema como continuo, tal como lo hace el electromagnetismo clásico. Sin embargo, a frecuencias altas el efecto se vuelve notable.

En 1905, Einstein utilizaría el concepto de fotón para explicar otro fenómeno problemático en el marco de la física clásica, la generación de una corriente eléctrica al aplicar luz monocromática sobre un circuito formado por chapas metálicas, conocido como el efecto fotoeléctrico. Einstein obtendría tiempo después el Premio Nobel por este importante hallazgo teórico.

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Teoria Atomica de Niels Bohr

Entre 1911 y 1913 existió gran incertidumbre acerca de la estructura atómica. Se había descartado el modelo de J.J.Thomson porque no pudo explicar la desviación de los rayos alfa; el modelo de Rutherford estaba de acuerdo con los experimentos de desviación de partículas alfa, pero éste, además de ser inestable (porque el electrón perdía energía en forma de radiación electromagnética), no podía explicar la naturaleza de los espectros de emisión y absorción atómica.

En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica de Max Planck.

Niels Bohr no desechó totalmente el modelo planetario de Rutherford, sino que incluyo en el restricciones adicionales. Para empezar, consideró no aplicable el concepto de la física clásica de que una carga acelerada emite radiación continuamente.

Según la teoría cuántica de Planck, la absorción y emisión de energía tiene lugar en forma de fotones o cuantos. Bohr usó esta misma idea para aplicarla al átomo; es decir, el proceso de emisión o absorción de radiación por un atomo solo puede realizarse en forma discontinua, mediante los fotones o cuantos que se generen por saltos electrónicos de un estado cuantizado de energía a otro.

El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus espectros de emisión y absorción.

modelo atomico de bohr

1. Primer Postulado: Estabilidad del Electrón

Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción coulómbica entre el electrón y el núcleo, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica.

Las únicas fuerzas que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza centrífuga.

2. Segundo Postulado: Orbitas o niveles permitidos

En lugar de la infinidad de órbitas posibles en la mecánica clásica, para un electrón solo es posible moverse en una órbita para la cual el momento angular L es un múltiplo entero de la constante de Planck h.

3. Tercer Postulado: Niveles Estacionarios de Energía

Un electrón que se mueva en una de esas órbitas permitidas no irradia energía electromagnética, aunque está siendo acelerado constantemente por las fuerzas atractivas al núcleo. Por ello, su energía total E permanece constante.

4. Cuarto Postulado: Emisión y Absorción de Energía

Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de energía Ei cambia discontinuamente su movimiento de forma que pasa a otra órbita de energía Ef se emite o absorbe energía electromagnética para compensar el cambio de la energía total. La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef) dividida por la constante de Planck h.

http://www.fullquimica.com/2011/04/teoria-atomica-de-niels-bohr.html

Enlace por puente de hidrógeno

Los puentes de Hidrógeno, se forman por átomos de Hidrógeno localizados entre átomos pequeños muy electronegativos, cuando un átomo de Hidrógeno está unido covalentemente, a un átomo electronegativo, Oxígeno, Nitrógeno o Flúor, el átomo con mayor electronegatividad atraerá hacia si los electrones del enlace, formándose un dipolo negativo, mientras que el átomo de hidrógeno, al ceder parcialmente sus electrones, genera un dipolo de carga positiva en su entorno. Estas cargas opuestas se atraen. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de Hidrógeno susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de Oxígeno, Nitrógeno o Flúor.

A continuación se detallan algunos valores de la fuerza de puentes de hidrógeno: .

F—H...F (155 kJ/mol)

O—H...N (29 kJ/mol)

O—H...O (21 kJ/mol)

N—H...N (13 kJ/mol)

N—H...O (8 kJ/mol)

HO—H...:OH3+ (18 kJ/mol) .

El puente de Hidrógeno es un caso especial de la interacción dipolo-dipolo, es relativamente débil entre -20 y -30 kJ mol -1la fuerza de enlace aumenta al aumentar la electronegatividad y disminuye con el tamaño de los átomos participantes.

[2] En el caso del oxígeno, con un total de 8 electrones,

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