¿Cual ah sido el aporte de la espectroscopia en la construcción de los modelos atomicos?
Respuestas a la pregunta
Cuando se empezó a utilizar la espectroscopía, se vio que los espectros de los átomos de los distintos elementos eran discontinuos.
Es decir, que la energía absorbida o emitida por los electrones al pasar de un nivel a otro tenían determinados valores y no los intermedios.
Este hecho experimental hizo cambiar el modelo atómico, para adecuarlo a lo observado, formulando un átomo con electrones situados en determinados niveles energéticos.
Con un simil sonoro, si una bola rueda por una rampa oímos un ruido continuo. Si cae por una escalera, oiremos un sonido intermitente. Con los espectros pasa algo parecido: Se observó que no todos los nieveles energéticos eran posibles, sino unos determinados.
Respuesta:
La espectroscopia consiste en estudiar como interactúa la radiación electromagnética y la materia, a través de la absorción o emisión de energía radiante. Tiene numerosas aplicaciones en la ciencia, y especialmente en la química ha jugado un papel fundamental en el descubrimiento de la verdadera estructura del átomo.
En principio la idea de que está constituída, la entidad que representa el átomo, de unidades muy pequeñas, la materia, es muy antigua y tiene su origen en Grecia, gracias al pensamiento de filósofos como Demócrito y Leucipo, en Roma con Lucrecio, e incluso en la India hubo ideas al respecto. Sin embargo el problema persistía ya que todo estaba fundado en el pensamiento y/o razonamiento sin evidencia, ni experimentación.
Partiendo del hecho de que la finalidad de la espectroscopía es la obtención de información a partir de un cuerpo radiante, hay diversos casos de interacción con la materia, y en el caso de los descubrimientos contemporáneos sobre los modelos atómicos, se dio el choque elástico (en ejemplos como los de los rayos X y la difracción tanto de electrones como de neutrones).
Dicho esto, los siguientes son modelos atómicos que surgieron a partir del empleo de espectroscopía:
1. Modelo de Thomson o “Modelo del Plum Cake”
Se creía, hasta 1897, que los átomos eran la división más pequeña de la materia, sin embargo, J.J Thomson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos.
El tubo empleado consistía en un recipiente hermético de vidrio con dos electrodos que estaban separados, por un vacío. La diferencia de tensión aplicada a los electrodos generaba rayos catódicos que daban lugar a un resplandor fosforescente al chocar con el extremo opuesto del tubo cristalino. Thomson observó que los rayos se desviaban con la aplicación de un campo eléctrico, y partir de allí afirmo que estos rayos estaban constituidos por partículas cargadas negativamente (que llamo corpúsculos), que actualmente se conocen como electrones.
2. Modelo de Rutherford (1909)
Descubrió que la mayor parte de la masa (o peso del átomo) y de la carga positiva de un átomo se concentraba en una porción bien pequeña de su volumen total, que suponía que estaba en el mismo centro.
Considerando la menor cantidad como la masa de los electrones, la uniforme distribución de la carga positiva y la elevada masa y momento de las partículas alfa del modelo de Thomson estos científicos esperaban que todas las partículas alfa atravesasen la lámina de oro sin desviarse, no obstante para su sorpresa una parte de las partículas pasaba y otra no.
Planteando así un modelo en el que los electrones orbitaban alrededor de un núcleo compacto.
3. Modelo de Bohr
El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización (gracias a los aporte de Planck y Einstein). En su experimento describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo con un electrón girando a su alrededor.
Este modelo establecía que los electrones giran en orbitas circulares alrededor del nucleo ocupando una orbita de baja energía, la mas cercana al nucleo. Con el electromagnestimo clásico, se notaba que los electrones colapsaban sobre el núcleo por instantes muy breves de tiempo. Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas únicas caracterizadas por su nivel energético.
Explicación: