TEORIA ATÓMICA DE BOHR

Serie Lyman: zona ultravioleta del espectro.
Es el conjunto de líneas que resultan de la emisión del átomo del hidrógeno cuando un electrón transita de n ≥ 2 a n = 1 (donde n representa el número cuántico principal referente al nivel de energía del electrón). Las transiciones son denominadas secuencialmente por letras griegas: desde n = 2 a n = 1 es llamada Lyman-alfa, 3 a 1 es Lyman-beta, 4 a1 es Lyman-gamma, etc. (ver figuras 20 y 21)
Serie Balmer: zona visible del espectro.
En física atómica, la serie de Balmer es el conjunto de rayas que resultan de la emisión del átomo de hidrógeno cuando un electrón transita desde un nivel n ≥ 3 a n = 2 (donde n representa el número cuántico principal referente al nivel de energía del electrón). Las transiciones son denominadas secuencialmentepor letras griegas: desde n = 3 a n = 2 es llamada H-alpha, 4 a 2 es H-beta, 5 a 2 es H-gamma, etc. (ver figuras 20 y 21).
Serie Paschen zona infrarroja del espectro.
También llamada Serie de Ritz-Paschen, es la serie de transiciones y líneas de emisión resultantes del átomo hidrógeno cuando electrón salta de un estado de n ≥ 4 a n = 3, donde n se refiere al número cuántico principal delelectrón. Las transiciones son denominadas secuencialmente con letras griegas: n = 4 a n = 3 es llamada Paschen-alfa, 5 a 3 es Paschen-beta, 6 a 3 es Paschen-gamma, etc. (ver figuras 20 y 21)
Serie Bracket: zona infrarroja del espectro.
La serie de Bracket es el conjunto de rayas que resultan de la emisión del átomo de hidrógeno cuando un electrón transita desde un nivel n ≥ 5 a n = 4, donde nrepresenta el número cuántico principal referente al nivel de energía del electrón. (ver figuras 20 y 21)
Serie Pfund: zona infrarroja del espectro.
En Física, la serie de Pfund es una serie de absorción o de emisión lineal del hidrógeno atómico. Las líneas fueron experimentalmente descubiertas en 1924 por August Herman Pfund, y corresponden al electrón que salta el quinto y más altos niveles deenergía del átomo de hidrógeno. Se dice que a partir del n=6 comienzan las líneas, entonces el n=6 es la primera línea, el n=7 es la segunda línea, y así consecutivamente. (ver figuras 20 y 21)



Figura 20. Representación esquemática de las series espectrales.









Figura 21. Espectro electromagnético y series espectrales.
1.2. TEORIA ATÓMICA DE BOHR.
Es el modelo clásico deátomo es el primer modelo donde se introduce una cuantificación (ver figura 22). En 1913, Niels Bohr desarrolló un modelo atómico tomando en cuenta la Teoría cuántica de Max Planck. 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 radiaciónpor un átomo solo puede realizarse en forma discontinua, mediante los fotones o cuantos que se generen por saltos electrónicos de un estado cuántico de energía a otro.







Figura 22. Evolución de los modelos atómicos.
La teoría de Bohr, si bien ya no se considera como exacta, es importantísima a nivel histórico, ya que fue el primer modelo en incluir y postular una cuantización, la cualexplica cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo del átomo.
Hoy en día esta teoría podría ser considerada obsoleta científicamente, pero gracias a su simplicidad es que este modelo sigue siendo enseñado a estudiantes para introducirlos en el área de la física cuántica.
El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos para átomos con unsolo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus espectros de emisión y absorción.
Primer Postulado: Estabilidad del Electrón
Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía.
La causa de que el electrón no radie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga en movimiento acelerado debe...