By Modelo atómico de Bohr Diagrama del modelo atómico de Bohr 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 cuantización a partir de ciertos postulados. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford).
Además el modelo de Bohr ncorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905. Índice [ocultar] OF8 1 Introducción p 2 Postulados de Boh 2. 1 Primer postulado 2. 2 Segundo postula 2. 3 Tercer postulado 3 Véase también 4 Referencias 5 Enlaces externos Introducción[editar] 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, y irando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo.
Elelectromagnetismo 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. ara 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 numero «n» recibe el nombre de número cuántico principal. Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado 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 e las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno. Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la «K» y terminaban en la «Q».
Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se 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 mbargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrõdinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.
Postulados de Bohr[editar] En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres postulados fundamentales:l Primer postulado[editar] Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía. La causa de que el electrón no irradie 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 mantener la órbita circular, la fuerza que siente el electrón — la fuerza coulombiana por la presencia del núcleo— debe ser igual a la fuerza centrípeta. Esto nos da la siguiente expresión: Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la fuerza centrífuga; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del lectrón, es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.
En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo: Y ahora, con esta ecuación, y sabiendo que la energía total es la suma de las energías cinética y potencial: Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función del radio de d 3 expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función del radio de dicha órbita.
Segundo postulado[editar] No toda órbita para electrón está permitida, tan solo se puede ncontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, , del electrón sea un múltiplo entero de Esta condición matemáticamente se escribe: con A partir de ésta condición y de la expresión para el radio obtenida antes, podemos eliminar y queda la condición de cuantización para los radios permitidos: con ; subíndice introducido en esta expresión para resaltar que el radio ahora es una magnitud discreta, a diferencia de lo que decía el primer postulado.
Ahora, dándole valores a , número cuántico principal, obtenemos los radios de las órbitas permitidas. Al primero de ellos (con n=l), e le llama radio de Bohr: expresando el resultado en ¿ngstróm. Del mismo modo podemos ahora sustituir los radios permitidos en la expresión para la energía de la órbita y obtener así la energía correspondiente a cada nivel permitido: gual que antes, para el átomo de hidrógeno el primer nivel permitido (n=l ), obtenemos: que es la llamada energía del estado fundamental del átomo de Hidrógeno.
Y podemos expresar el resto de energías para cualquier Z y n como: Tercer postulado[editar] entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una donde identifica la órbita inicial y la final, y es la frecuencia.
Entonces las frecuencias de los fotones emitidos o absorbidos en la transición serán: A veces, en vez de la frecuencia se suele dar la inversa de la longitud de onda: Esta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la fórmula fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las lineas espectralesobservadas desde finales del siglo XIX en la desexcitación del Hidrógeno, que venían dadas por: con , y donde es la constante de Rydberg para el hidrógeno.
Y como vemos, la expresión teórica para el caso , es la expresión predicha por Balmer, y el valor medido experimentalmente de a constante de Rydberg (), coincide con el valor de la fórmula teórica. Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo.
Basándose en la constante de Planck consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro. Este modelo dice que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. En ese caso, los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. Para Bohr, la razón por la cual los electrones que circulan en los átomos no satisfacen las 5 átomos no satisfacen las leyes de la electrodinámica clásica, es porque obedecen a las leyes de la mecánica cuántica.
Sin duda, giran en torno del núcleo atómico, pero circulan únicamente sobre órbitas tales que sus impulsos resultan determinados por múltiplos enteros de la constante de Planck. Los electrones no radian durante todo el tiempo en que describen sus órbitas; olamente cuando el electrón salta de una órbita a otra, más cercana del núcleo, lanza un cuanto de luz, un fotón. Emitidos por los átomos de gases incandescentes, son los fotones los que engendran las rayas espectrales, y Bohr tuvo el portentoso acierto de poder explicar las rayas del hidrógeno.
En efecto, las longitudes de onda de estas líneas espectrales se vuelven calculables a partir del modelo de átomocuantizado por Bohr, que interpreta también el origen de los espectros elementales embrionados por los rayos X. Bohr, gracias a la cuantización de su átomo, logró el gran éxito de xplicar las líneas espectrales del hidrógeno. Postulados En el ano 1913 Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922) propuso un modelo atómico, basado en la teoría cuántica de Planck para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo.
Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí, sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones. Debido a su simplicidad, el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de su simplicidad, el modelo de Bohr es todavía utilizado recuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.
Cuenta con 5 postulados fundamentales: 1) El electrón se puede mover solo en determinadas orbitas caracterizadas por su radio 2) Cuando el electrón se encuentra en dichas órbitas, el sistema no absorbe ni emite energía ( orbitas estacionarias ) 3) Al suministrarle al átomo energía externa, el electrón puede pasar o «excitarse» a un nivel de energía superior, correspondiente a una órbita de mayor radio 4) Durante la caída del electrón de un nivel de mayor energía (más alejado del núcleo) a uno de menor energía (más cerca del úcleo) se libera o emite energía. ) Al pasar el electrón de un nivel a otro se absorbe o se libera un cuanto de energía cuyo valor está relacionado con la frecuencia absorbida o emitida según: Delta Donde delta de E es la diferencia de energía entre los niveles considerados Espectro Atómico Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de los diferentes elementos químicos.
Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado elemento en su fase gaseosa, sus átomos miten radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen su espectro de emisión. Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética, absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que emite cuando se estimula mediante calor. Este será del visible, precisamente las mismas en las que emite cuando se estimula mediante calor. Este será su espectro de absorción.
Se cumple, así, la llamada Ley de Kirchoff, que nos indica que todo elemento absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro. Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de cada elemento, sirve para identificar cada uno de los elementos de la tabla periódica, por simple visualización y análisis de la posición de las líneas de absorción o emisión en su espectro.
Estas caracter[sticas se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien combinado con otros elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante fiable de identificación. Podemos, en definitiva, identificar la existencia de determinados lementos químicos en la composición de sistemas inaccesibles, como pueden ser objetos astronómicos, planetas, estrellas o sistemas estelares lejanos, aparte de que, también, y debido al Efecto Doppler-Fizeau, podemos establecer una componente de velocidad de acercamiento o alejamiento de nosotros.
Al hacer pasar radiación visible por un prisma, la luz se descompone en los colores del arco iris, esto se conoce como espectro continuo de la luz visible: Partes: 1, 2 Leer más: http://ww. v. monografias. com/trabajos82/modelo- atomico-de-bohr/modelo-atomico-de-bohr. shtmI#ixzz3pOubbRfb 8
