RSS Feed
Tot semblava indiciar que Ernest Rutherford havia elaborat el model atòmic definitiu quan va publicar els seus resultats a principis del segle passat. L’àtom de Rutherford no contradeia la observació: les partícules alfa xocaven contra un nucli molt pesat i positiu, que tenia els electrons orbitant en l’escorça. Probablement una versió més completa del seu model és la que inclou els neutrons, però de fet aquests no afecten la càrrega elèctrica de l’àtom. Això va ser al voltant de l’any 1911, i van caldre tan sols dos anys per que un físic danès anomenat Niels Bohr, que ja ha aparegut alguna vegada en anteriors entrades, modifiqués el model atòmic de Rutherford, fes veure que era incomplet i ajudés a comprendre el comportament de l’electró dins l’àtom.
La inestabilitat de l’àtom de Rutherford
L’electromagnetisme clàssic ens diu que una partícula amb càrrega elèctrica que es mou tot descrivint una òrbita circular emet energia. L’electró encaixa perfectament en aquest perfil, ja que està carregat i es mou en òrbites circulars, i, no obstant, no radia energia. O sí? Pensem en les conseqüències: si un electró radiés energia perdria energia i no podria orbitar en l’escorça, ja que col·lapsaria cap al nucli a causa de l’atracció que manté amb els protons, formant un gran neutró (aquest és el principi de les estrelles neutròniques). No obstant, el propi Rutherford era conscient que això no passava en la naturalesa, atès que si fos així la nostra existència no tindria explicació. Significa que els electrons eren l’excepció? La resposta va venir de mans d’un físic danès, amant del futbol, anomenat Niels Bohr.
Els orbitals de Bohr
Niels Bohr, a l’edat de 28 anys, va estudiar amb precisió l’àtom d’hidrogen per a comprendre les línies espectrals dels gasos, que il·lustren com aquests emeten i absorbeixen energia. Com que l’àtom d’hidrogen està format per un protó i un electró, entendre el paper de l’electró en els espectres era més senzill. Bohr era conscient que un electró tenia la capacitat d’absorbir o emetre (perdre) energia, ja que era la interpretació que els entesos feien de l’espectre de l’hidrogen. No obstant, per a un sol electró que orbita en un àtom, perdre energia suposava col·lapsar en el nucli.I això, com ja hem vist, ho podem aplicar a tota la matèria, no tan sols a l’hidrogen.
A partir de les observacions, Bohr va elaborar un model atòmic on:
Cada nivell d’energia només pot contenir un número limitat d’electrons, que es calcula a partir d’una senzilla fórmula: 2n^2. En el primer nivell d’energia caben 2 electrons, perquè 2x1^2=2, en el segon nivell caben 8 electrons, perquè 2x2^2= 8, i així successivament, i fins a elements com el Ununocti (Uuo) que té fins a 118 electrons.
En el model de Bohr, els radis de les òrbites dels electrons no poden tenir qualsevol valor, tal i com s’esperaria de les conclusions a les que va arribar Rutherford, sinó que tan sols estan permesos certs radis d’òrbita (com la vida en la Terra tan sols és factible amb un radi d’uns 150 milions de quilometres).
Un orbital on orbita un electró també es pot anomenar estat estacionari, que significa que l’electró en qüestió no emet ni absorbeix energia, sinó que es troba en un valor energètic fixe.
Absorció i emissió d’energia i salts quàntics
Quan un electró ubicat en un estat estacionari absorbeix energia puja de nivell energètic. Això és un pas d’un estat estacionari a un altre, i s’anomena salt quàntic. El salt quàntic pot ser en dues direccions: cap a nivells majors o nivells menors. Quan s’absorbeix energia, s’ascendeix a nivells majors, en canvi, quan s’emet, es baixa al nivell d’energia inferior, fins que en el primer estat estacionari no es pot perdre energia.
Per a no contradir el principi de la conservació de l’energia, quan un electró perd energia emet un fotó o varis fotons en funció dels sals quàntics que ha experimentat.
Un àtom excitat que experimenta un salt quàntic i redueix el nivell energètic és capaç d’emetre dos fotons. Com que aquests dos fotons provenen del mateix àtom, ambdós comparteixen característiques com la polarització o la longitud d’ona. Aquests fotons s’anomenen bessons, degut a les semblances que comparteixen.
La inestabilitat de l’àtom de Rutherford
L’electromagnetisme clàssic ens diu que una partícula amb càrrega elèctrica que es mou tot descrivint una òrbita circular emet energia. L’electró encaixa perfectament en aquest perfil, ja que està carregat i es mou en òrbites circulars, i, no obstant, no radia energia. O sí? Pensem en les conseqüències: si un electró radiés energia perdria energia i no podria orbitar en l’escorça, ja que col·lapsaria cap al nucli a causa de l’atracció que manté amb els protons, formant un gran neutró (aquest és el principi de les estrelles neutròniques). No obstant, el propi Rutherford era conscient que això no passava en la naturalesa, atès que si fos així la nostra existència no tindria explicació. Significa que els electrons eren l’excepció? La resposta va venir de mans d’un físic danès, amant del futbol, anomenat Niels Bohr.
Els orbitals de Bohr
Niels Bohr, a l’edat de 28 anys, va estudiar amb precisió l’àtom d’hidrogen per a comprendre les línies espectrals dels gasos, que il·lustren com aquests emeten i absorbeixen energia. Com que l’àtom d’hidrogen està format per un protó i un electró, entendre el paper de l’electró en els espectres era més senzill. Bohr era conscient que un electró tenia la capacitat d’absorbir o emetre (perdre) energia, ja que era la interpretació que els entesos feien de l’espectre de l’hidrogen. No obstant, per a un sol electró que orbita en un àtom, perdre energia suposava col·lapsar en el nucli.I això, com ja hem vist, ho podem aplicar a tota la matèria, no tan sols a l’hidrogen.
A partir de les observacions, Bohr va elaborar un model atòmic on:
els electrons orbiten en nivells d’energia, també coneguts com a orbitals. Entre orbitals hi ha zones “restringides” en què no s’hi poden trobar electrons.
Cada nivell d’energia només pot contenir un número limitat d’electrons, que es calcula a partir d’una senzilla fórmula: 2n^2. En el primer nivell d’energia caben 2 electrons, perquè 2x1^2=2, en el segon nivell caben 8 electrons, perquè 2x2^2= 8, i així successivament, i fins a elements com el Ununocti (Uuo) que té fins a 118 electrons.
En el model de Bohr, els radis de les òrbites dels electrons no poden tenir qualsevol valor, tal i com s’esperaria de les conclusions a les que va arribar Rutherford, sinó que tan sols estan permesos certs radis d’òrbita (com la vida en la Terra tan sols és factible amb un radi d’uns 150 milions de quilometres).
Un orbital on orbita un electró també es pot anomenar estat estacionari, que significa que l’electró en qüestió no emet ni absorbeix energia, sinó que es troba en un valor energètic fixe.
És important distingir la diferència entre òrbita i orbital. Una òrbita és la trajectòria que descriuen els cossos que es mouen en moviment circular uniforme, mentre que un orbital és un nivell d'energia ocupat per un o varis electrons, els quals al seu torn descriuen òrbites al voltant del nucli.
Absorció i emissió d’energia i salts quàntics
Quan un electró ubicat en un estat estacionari absorbeix energia puja de nivell energètic. Això és un pas d’un estat estacionari a un altre, i s’anomena salt quàntic. El salt quàntic pot ser en dues direccions: cap a nivells majors o nivells menors. Quan s’absorbeix energia, s’ascendeix a nivells majors, en canvi, quan s’emet, es baixa al nivell d’energia inferior, fins que en el primer estat estacionari no es pot perdre energia.
Per a no contradir el principi de la conservació de l’energia, quan un electró perd energia emet un fotó o varis fotons en funció dels sals quàntics que ha experimentat.
Un àtom excitat que experimenta un salt quàntic i redueix el nivell energètic és capaç d’emetre dos fotons. Com que aquests dos fotons provenen del mateix àtom, ambdós comparteixen característiques com la polarització o la longitud d’ona. Aquests fotons s’anomenen bessons, degut a les semblances que comparteixen.
