modelo atómico

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.
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 leyesde 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 momentoangular 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 unelectrón 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.
En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para elespectro atómico del hidrógeno.

El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).

 
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al nopoder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en lamecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar.
Para Bohr, la razón por la cual los electrones que circulan en los átomos no satisfacen las leyes de la electrodinámicaclásica, es porque obedecen a las leyes de la mecánica cuántica. Sin duda, giran en torno del núcleo atómico, pero circulan únicamente sobre órbitas tales que sus impulsos resultan determinados por múltiplos enteros de la constante de Planck. Los electrones no radian durante todo el tiempo en que describen sus órbitas; solamente cuando el electrón salta de una órbita a otra, más cercana del núcleo,lanza un cuanto de luz, un fotón. Emitidos por los átomos de gases incandescentes, son los fotones los que engendran las rayas espectrales, y Bohr tuvo el portentoso acierto de poder explicar las rayas del hidrógeno. En efecto, las longitudes de onda de estas líneas espectrales se vuelven calculables a partir del modelo de átomo cuantizado por Bohr, que interpreta también el origen de los...