Quimica

MODELO DEL ÁTOMO DE BOHR

En 1913, Niels Bohr propone un nuevo modelo atómico para poder explicar la discontinuidad de los espectros atómicos y solucionar los problemas que planteaba el modelo de Rutherford. El modelo de Bohr constaba de una serie de postulados:
El inconveniente antes descrito presentado por el modelo de Rutherford, de que los electrones, al girar alrededor del núcleo,deberían perder continuamente energía, y en consecuencia, se precipitarían al núcleo, junto a dos nuevos hechos:
•       Aparición del espectro del H.
•       Teoría cuántica de Plank. Y Einstein
conducen a la formulación por parte de Bohr en 1913 de una nueva teoría atómica, que se basa en los siguientes
Postulados:
•      “Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en ciertasórbitas permitidas en las que se cumple que: m x v x r = n x h / 2π” en donde n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal)
•       “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten energía”.
•       “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a un nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un fotón correspondientea ΔE entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de onda determinadas (ΔE = h x ν)”.

• Los electrones sólo se mueven en órbitas estables, que son aquellas cuyo momento angular presenta un valor que es un múltiplo entero de la constante de Plank:
H = mvr = nh/2π, donde n = 1, 2, 3,... (n, número cuántico).
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El átomo de hidrógeno de Bohr
Es decir, para Bohr el radio de las órbitasestá cuantizado, de forma que el electrón no puede ocupar cualquier órbita sino aquellas que cumplan la condición señalada arriba (r = (n2h2/mZe2)). Obviamente, si las órbitas están cuantizadas las energías correspondientes a las mismas también lo estarán:
E = Ec+Ep = -(mZ2e4/2h2)(1/n2)
• Los electrones que giran en órbitas estacionarias no absorben ni emiten energía durante su movimiento.Los electrones pueden absorber o emitir energía cuando saltan de una órbita a otra de distinto radio.







Cuando un electrón que ha saltado a niveles de mayor energía (estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía se produce la emisión de un fotón de una longitud de onda definida que aparece como una raya concreta en el espectro de emisión.
En cambio, cuando irradia unasustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los electrones escogen las radiaciones de este espectro continuo para producir saltos a niveles superiores (estado excitado). Si recogemos la radiación electromagnética con la que hemos irradia  do después de pasar por la sustancia vemos que le faltan una serie de líneas que corresponden con saltos electrónicos. Es lo que se denomina unespectro de absorción.
Lógicamente las líneas del espectro de emisión son las que faltan en el de absorción pues la energía para pasar de un nivel a otro es la misma suba o baje el electrón.
La teoría atómica de Bohr explica bien la estructura del átomo de hidrógeno y su espectro electrónico, pero posee varios inconvenientes, como son, su aplicabilidad exclusiva a átomos hidrogenoides (de un sóloelectrón) y el suponer una mezcla, un tanto arbitraria, de la física clásica y de la física cuántica. Por otra parte, este modelo tampoco explica el efecto Zeeman, o desdoblamiento de las líneas espectrales cuando el espectro atómico se realiza bajo la acción de un campo eléctrico. Para poder explicar estos efectos se amplió la teoría de Bohr y dando lugar al modelo de Bohr-Sommerfeld, en el quelas órbitas de los electrones no sólo son circulares sino también elípticas y en ellas aparecen los números cuánticos l y m. borh

Relación entre los saltos electrónicos y los espectros.
Cuando un electrón que ha saltado a niveles de mayor energía (estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía se produce la emisión de un fotón de una longitud de onda definida que aparece como...