Niels Bohr

Niels Bohr
En 1913 Niels Bohr desarrollo un modelo en el que exponía los siguientes postulados:
Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción de Coulomb entre el electrón y el núcleo, sujetándose a las leyes de la mecánica clásica.
En vez de una infinidad de órbitas que eran posibles en la mecánica clásica, para un electrón soloes posible moverse en una, para la cual su momento angular de orbital es un múltiplo entero de h, la constante de Planck dividida entre 2, donde n es el número cuántico principal.
A pesar de que el electrón se acelera constantemente cuando se mueve en una de estas órbitas permitidas no radia energía electromagnética. Entonces su energía total E permanece constante.
Se emite radiaciónelectromagnética si un electrón, que inicialmente se mueve en una órbita de energía total Ei, cambia su movimiento de manera discontinua para moverse en una órbita de energía total Ef. La frecuencia de la radiación emitida v es igual a la cantidad (Ei -Ef) dividida entre la constante de Planck, h.

Modelo atómico de Bohr
Explicación de los espectros atómicos por el modelo de Bohr

Bohr introdujo el númerocuántico principal, el número n, que da nombre a las distintas órbitas de átomo.
El electrón, cuando emite energía cae de una órbita a otra más próxima al núcleo, lo contrario ocurre cuando el electrón capta energía.
Según la teoría electromagnética una carga acelerada tiene que irradiar energía, no puede haber ningún orbital permanente. Por eso Bohr argumentaba que no se podía perder energíacontinuamente sino en cuantos (de acuerdo con la teoría de Planck) equivalentes a la diferencia de energía entre las órbitas posibles.
Cuando a un átomo se le suministra energía y los electrones saltan a niveles más energéticos, como todo sistema tiene a tener la menor energía posible, el átomo es inestable y los electrones desplazados vuelven a ocupar en un tiempo muy breve el lugar que dejasen vacíode menor energía, llamados niveles energéticos fundamentales.
Así pues, ya tenemos una explicación de los espectros atómicos con el modelo de Bohr. Cuando un átomo es excitado por alguna energía exterior, algún electrón absorbe dicha energía pasando de un nivel energético fundamental a niveles de energía superior. Como, según Planck, la absorción de energía esta cuantizada, la diferencia deenergía entre ambos niveles será h·v. El electrón absorbe solo una radiación de frecuencia v determinada mayor, cuanto mayor sea el “salto” del electrón.
Como el átomo excitado es inestable, en un tiempo muy breve el electrón desplazado volverá al nivel energético fundamental, emitiendo una energía de la misma frecuencia, h·v, que absorbió anteriormente.
Así el espectro de emisión de un elemento estaráformado por líneas definidas, situadas en la misma longitud de onda que el espectro de emisión, separadas por zonas oscuras.
Ello explica por que los espectros de vapores o gases son discontinuos.
Es un hecho experimental que cada elemento químico tiene su espectro atómico característico.
Fue a partir de las series del hidrogeno, de las frecuencias de las distintas radiaciones emitidas, de dondeBohr dedujo los niveles de energía correspondientes a las órbitas permitidas. Sin embargo, al aplicar esta distribución de los niveles energéticos a otros elementos no se correspondían esos cálculos teóricos con los resultados experimentales de los espectros, que eran mucho más complejos. Incluso el mismo átomo de hidrogeno con espectroscopios más precisos producía líneas que con el modelo deBohr no se podían explicar
6.- Modelo atómico actual. Modelo mecano-cuántico
Corrección de Sommerfield
Al perfeccionarse los espectroscopios, aparatos que muestran los espectros atómicos, se observo que las líneas del espectro del hidrogeno eran en realidad varias líneas muy juntas. Y lo que Bohr creyó que eran estados únicos de energía, eran varios estados muy próximos entre sí. Sommerfield lo...