Niveles de energía del hidrógeno

Niveles de energía en el átomo de hidrógeno

• El cambio de energía de un electrón al moverse entre órbitas se representa con la ecuación ΔE = Rh (1/nf² - 1/ni²).
• El modelo de Bohr explica las series espectrales de Balmer y Lyman.

Espectro de emisión del hidrógeno

• El espectro de emisión es más complejo de lo que parece y presenta series de líneas espectrales.
• Las series espectrales consisten en líneas que se agrupan a medida que aumenta la frecuencia.

Ecuación de Balmer

• La serie espectral de Balmer se describe mediante λ = Rh (1/nf² - 1/ni²).

Debilidades del modelo de Bohr

• No puede explicar los espectros de átomos polielectrónicos ni las múltiples líneas espectrales.
• No explica la estructura fina de espectros ni la intensidad de ciertas líneas, que sugiere transiciones favorecidas.
• Carece de explicación para la formación de moléculas y el enlace entre átomos.

Introducción a la estructura atómica

• La combinación de átomos en compuestos y sus proporciones simples es fundamental en química.
• La estructura interna del átomo y la disposición de electrones determinan el comportamiento químico.

Energía en sistemas

• En la física clásica, un sistema puede tener cualquier valor de energía; la física cuántica limita esto a valores determinados.

Efecto fotoeléctrico

• Al incidir radiación sobre ciertos metales, se emiten electrones, mostrando que deben alcanzarse ciertas frecuencias mínimas (frecuencia umbral).
• La energía cinética de los electrones emitidos depende de la frecuencia de la luz incidente.

Explicación del efecto fotoeléctrico por Einstein

• Propuso que la energía luminosa se absorbe en paquetes llamados fotones, y su energía es proporcional a la frecuencia.

Espectros atómicos

• Los átomos emiten radiación característica, como el Na (amarillo) y el K (violeta).
• Se distinguen dos tipos de espectros: de absorción y de emisión.

Espectro de emisión del hidrógeno

• La luz de una lámpara de hidrógeno emite líneas espectrales en diversas longitudes de onda, mostrando su carácter discontinuo.

Teoría de Bohr para el átomo de hidrógeno

• Según Bohr, los electrones orbitan el núcleo en trayectorias circulares bajo la atracción electrostática.

Spin del electrón

• El spin es una propiedad intrínseca del electrón, no depende de su estado orbital y se describe con el número cuántico de spin (s = 1/2).

Átomos polielectrónicos

• La ecuación de Schrödinger solo tiene soluciones exactas para sistemas monoelectrónicos; para átomos multielectrónicos se usan métodos computacionales.
• La energía de electrones en orbitales polielectrónicos se modifica y se pierde la degeneración entre orbitales de diferente ℓ.

Penetración orbital

• La penetración orbital se refiere a la proximidad de los electrones al núcleo, influenciada por la distribución radial de la densidad electrónica.

Este cuestionario explora los niveles de energía para el átomo de hidrógeno y cómo un electrón absorbe o emite energía al cambiar de órbita. También se considerará el modelo de Bohr y su relación con las series de Balmer. Ideal para estudiantes de física.