Modelo atómico según Niels BohrSegún Bohr los electrones de un átomo solamente pueden estar en órbitas determinadas Niels Bohr fue un físico danés que después de finalizar su doctorado, comenzó a trabajar en el equipo de Rutherford, en los Laboratorios Cavendish de Cambridge. Niels Bohr En el año 1911, se celebró el primer Congreso Solvay de científicos, que se hizo famoso pues a él asistieron casi todos los que en el siglo XX dejaron una huella en el trascendental cambio que trajo a la ciencia el descubrimiento de los átomos. Entre estos genios de la física estaba Ernest Rutherford, el cual, cuando regresó a Cambridge, a su Laboratorio Cavendish, habló con tanto entusiasmo acerca de la nueva teoría de los quantos, que sus argumentos lograron impresionar profundamente a su joven ayudante, Niels Bohr. Niels Bohr se puso manos a la obra, para incluir la teoría de los cuantos en el modelo atómico de su maestro Rutherford. Pulse en la imagen para leer mayor información acerca de los congresos Solvay. Primer Con Niels Bohr sabía que las principales objeciones al modelo atómico de Rutherford eran que, de acuerdo a las leyes electromagnéticas de Maxwell, los electrones irradiarían su energía en forma de ondas electromagnéticas y, por lo tanto, describirían órbitas espirales que los irían acercando al núcleo hasta chocar contra él. Por lo cual, no había ninguna esperanza de que los átomos de Rutherford se mantuvieran estables ni que produjeran las nítidas líneas espectrales observadas en los espectroscopios. lo hace sin pasar por órbitas intermedias. porque no podemos visualizar cómo sucede esto exactamente. según él. negando todas las demás. que es mayor en las órbitas más externas. cuando el desarrollo de la mecánica cuántica alcanzó su plena madurez. El electrón de un átomo describe también órbitas circulares. En 1913. d) que el átomo emite o absorbe energía solamente cuando un electrón salta de una órbita a otra. sino valores fijos.. los electrones tienen asociada una determinada energía. El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico. Eso es todo. Cuando un electrón salta de una órbita a otra. e) que estos saltos de órbita se producen de forma espontánea. f) que en el salto de una órbita a otra.Tomando como punto de partida el modelo de Rutherford. Esto es una afirmación que rompe las ideas normales que tenemos. Lo original de la teoría de Bohr es que afirma: a) que los electrones solamente pueden estar en órbitas fijas muy determinadas. Bohr postuló la idea de que el átomo es un pequeño sistema solar con un pequeño núcleo en el centro y una nube de electrones que giran alrededor del núcleo. el electrón no pasa por ninguna órbita intermedia. La característica esencial del modelo de Bohr es que. Es pertinente recordar lo que dijo Einstein: ". Hasta aquí. b) que en cada una de estas órbitas. en la medida en que podamos comprenderlo. los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. Niels Bohr trató de incorporar en él la teoría de “cuantos de energía” desarrollada por Max Planck y el efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein. los electrones se ubican alrededor del núcleo únicamente a ciertas distancias bien determinadas.. debemos admirar humildemente la bella armonía de la estructura de este mundo. c) que los electrones no irradian energía al girar en torno al núcleo. pero los radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor. El por qué de esta disposición se estableció más tarde. todo es como en el modelo Rutherford." . ENLACES RECOMENDADOS Historia del átomo. b) un electrón que describe una órbita circular de radio r. Dicho de otro modo. Esa energía perdida es la que el átomo emite hacia el exterior en forma de un quanto de luz. Resumiendo: Los electrones no irradiarían energía (luz) si p Pero si saltan de una órbita de menor energía a una de may cuanto de energía (una cantidad igual a la diferencia de ene concernidas). Por lo cual. se estipula que la energía del electrón es mayor cuanto mayor sea el radio r. pero muy ilustrativo. Niels Bohr dedujo que la frecuencia de la luz emitida por un cambio de energía del electrón. Trece años después de que Max Planck decidiera incorporar el cuanto a la teoría de la luz. Bohr se hizo famoso y en 1922 era una gloria nacional para Dinamarca. un fotón.Maxwell .Bohr Cavendish .neutrón Lea más acerca del célebre Laboratorio Cavendish de Cambridge. en forma de fotón. Video breve. cuando el electrón salta a una órbita de menor radio. La teoría de Bohr sobre el átomo.protón . de 26:04 minutos Lea más acerca de los Congresos científicos Solvay.Consideremos un átomo con un solo electrón. siguiendo la regla cuántica energía/frecuencia=constante de Planck". Excelente Video en español. Pulse encima de los nombres para ver las biografías de: Rutherford . En el modelo de Bohr. Pulse en cada uno de los nombres para ampliar información: electrón . fue uno de los momentos cruciales de la física. se pierde energía. en el que hay: a) un núcleo de carga eléctrica Z suficientemente pesado para considerarlo inmóvil. Video de 4:15 minutos. Los rayos catódicos. Si el electrón pasa de una órbita de mayor energía a una de y la energía perdida es lanzada al exterior en forma de radia un cuanto de energía. Bohr introdujo el cuanto en la estructura atómica y el mayor éxito de su modelo fue la explicación del espectro de emisión de luz del hidrógeno. de 1:44 minutos. El modelo atómico de Bohr. a las que se llamó electrones. inmutables e indivisibles. Por ello. (Modelo atómico de Bohr. el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas. Thomson Demostró que los átomos no eran macizos. indivisibles e reacciones químicas. Año Científico Modelo atómico La imagen del átomo expuesta por Durante el s. como se creía. Unos 400 años antes de Cristo. es la de minúsculas investigado distintos aspectos de las partículas esféricas. (Modelo atómico de Thomson. cada elemento químico. para XIX algunos científicos habían explicar estas leyes. llamó a estas partículas átomos.) Descubrimientos experimentales 1808 John Dalton 1897 J. Rutherford Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.XVIII y principios del Dalton en su teoría atómica. según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. llamadasleyes clásicas de la iguales entre sí en Química. obteniendo las inmutables.) 1913 Niels Bohr .Historia: modelos atómicos Desde la Antigüedad. Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos. Propuso un nuevo modelo atómico.J. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración. sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente. con carga eléctrica negativa. en cuyo interior estaban incrustados los electrones.) 1911 E. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. que en griego quiere decir "indivisible". (Modelo atómico de Rutherford. el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Los postulados del modelo atómico de Bohr o de la teoría atómica de Bohr son esencialmente tres: 1. Si te interesa. El científico observó que las líneas discretas o discontinuas del espectro. aquí hallarás una herramienta donde podrás visualizar los espectros de emisión y de absorción de la mayoría de elementos químicos. Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo energía (si pasa de un nivel inferior a uno superior) o emitiendo energía en forma de fotón de energía igual a la diferencia entre los dosniveles energéticos. a longitudes de onda muy concretas. esencialmente. el electrón se mueve describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. no era congruente con la mecánica clásica. a la detenida observación del espectro de emisión del átomo de hidrógeno. 2. En cada uno de ellos tiene una energía fija. Cada valor de n (número entero) corresponde a un nivel energético. Bohr propuso su modelo atómico en base.En 1913. L = nh(2p) (p = pi). . 3. un electrón sólo puede tener ciertos estados de movimiento definidos y estacionarios. es decir. siendo el nivel de n= 1 el más próximo al núcleo y menos energético. siendo únicamente posibles aquellas órbitas en las que se cumple que elmomento angular del electrón es un múltiplo de h (constante de Planck). En cualquiera de esos estados. Este hecho hacía pensar dos cosas: que los espectros atómicos dependen de la estructura del átomo (cada elemento presenta un espectro distinto) y que la mecánica clásica no es válida para explicar la estructura atómica. Estos estados reciben el nombre deniveles energéticos principales o niveles cuánticos principales. En un átomo. Al paso de un electrón de un nivel de energía a otro se le denominatransición electrónica. esto es. En este proceso los átomos absorben energía de unas longitudes de onda determinadas para cada elemento (de ahí que el espectro. con Z=1. Herramienta para la visualización de los espectros de emisión y de absorción Como he dicho. uno encuentra algunas joyas que no se puede resistir a compartir. La joya con la que he dado hoy es de Educa Madrid (no es la primera vez que encuentro aquí recursos sumamente interesantes. se puede elegir entre el espectro de emisión y el espectro de absorción para cada elementos registrado en la base de datos. Por ejemplo. provocaremos laexcitación de los electrones. tanto de emisión como de absorción. Cuando nosotros hacemos incidir radiación electromagnética sobre una muestra de átomos en estado gaseoso y fundamental (en este caso luz visible. por lo que compartiré con frecuecia) y es una herramientaflash para visualizar los espectros de manejo sencillo. Los átomos pasarán de estar en un estado fundamental a un estado excitado. tanto de emisión como . navegando por internet. con Z=98. sus espectros son: Espectro de emisión del fósforo Espectro de absorción del fósforo El motivo por el cual ambos espectros son complementarios es que las transiciones electrónicas que dan lugar a ambos espectros son las mismas. lo que permite ilustrar fácilmente el hecho de que el espectro de emisión y el espectro de absorción de un mismo elemento son complementarios. de los elementos químicos que van desde el hidrógeno. si consideramos el caso del fósforo. se producirán transiciones electrónicas en las que los electrones pasan de un nivel inferior a un nivel superior. hasta el californio.¡Marchando una de espectros! Espectros de emisión y absorción de los elementos químicos Escrito por Quimitube el 28 noviembre De vez en cuando. como vemos en los espectros registrados). Cuando registramos la luz que no ha sido absorbida por los átomos. formado por líneas discretas. el carbono (Z=6) y el cloro (Z=17).de absorción de un elemento. qué espectro de emisión tiene tan sencillo). por tanto. mirad. en especial. Espectro de emisión del hidrógeno Espectro de emisión del carbono Espectro de emisión del cloro . Es lógico. Si después dejamos que estos átomos excitados se relajen emitiendo la energía que previamente absorbieron y nuevamente hacemos un registro de esta radiación. A modo ilustrativo os dejo una secuencia de 3 espectros de emisión: el hidrógeno (Z=1). que sean complementarios: la radiación que absorbieron en un principio (y que no estará por tanto contemplada en el espectro de absorción) es la misma (misma longitud de onda) que emitirán después para dar el espectro de emisión. Z=31. Os recomiendo jugar con la herramienta. porque las transiciones electrónicas de cada átomo son distintas y únicas). si no. lo que obtenemos es el espectro de absorción. el galio. mirar diferentes espectros y. comprobar cómo se van complicando a medida que crece el número de electrones al aumentar también las posibles transiciones electrónicas (aunque esto no se cumple estrictamente. se su huella dactilar. entonces tendremos el espectro de emisión.