quimica modelos atomicos

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cubanización a partir de ciertos postulados (ver abajo). Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisióncaracterísticos. Se considera que los átomos no son esferas solidas sino que están constituidos por cargas positivas (protones) concentradas en un núcleo muy pequeño y cargas negativas (electrones) que se mueven a su alrededor a través de espacios vacíos. Los átomos tienen el mismo número de protones que de electrones (son neutros). En este modelo se asume que existe una gran cantidad de espacios vacíos entrelos electrones los cuales se mueven en orbitas concéntricas alrededor del núcleo.
Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, ygirando a su alrededor un electrón. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo.Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal. Bohr supuso además que el momento angular de cada electrónestaba cuan tizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.
Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que despuésse tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen. Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld



Lacausa de que el electrón no radie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación.
Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el electrón: la fuerza colombiana, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza centrífuga, repulsiva portratarse de un sistema, deben ser iguales en magnitud en toda la órbita
Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la fuerza centrífuga; kes la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón
La órbita para electrón está permitida, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular
Elelectrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía
Ésta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la fórmula fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las líneas...