Modelo atómico de Bohr Características

El modelo atómico de Bohr

El Modelo Bohr es una representación del átomo donde los electrones cargados negativamente orbitan alrededor de un núcleo cargado positivamente de la misma manera que los planetas del sistema solar orbitan el sol.

En este último, la fuerza que mantiene a los planetas y al sol juntos es una fuerza gravitacional.modelo atómico de Bohr

Mientras que en el Modelo Bohr del Átomo, los electrones y el núcleo están unidos por una fuerza eléctrica.

Modelo de Bohr

Niels Bohr desarrolló el anterior modelo atómico de Rutherford al proponer que los electrones viajen en órbitas alrededor del núcleo.

Su modelo permitía a las órbitas externas contener más electrones que las órbitas internas. También sugirió que el número de electrones en las órbitas exteriores determinaba las propiedades químicas del átomo.

Los electrones en el modelo de Bohr no eran estáticos dentro de sus órbitas. Bohr propuso que los electrones pueden saltar de una órbita a otra y sugirió que este podría ser el mecanismo detrás de la emisión de radiación.

Esta teoría se desarrolló más tarde en la mecánica cuántica.

La necesidad del modelo atómico de Bohr

Había un problema crítico con el modelo anterior del átomo de Rutherford: no era muy estable. Esto se debía a que, según las reglas de la física, los electrones que orbitan el núcleo desprenderían energía en forma de fotones.

Esto causaría que los electrones se espirales en el núcleo y por lo tanto el átomo no podría existir.

Lo que Bohr propuso

Bohr eludió el problema con el Modelo Atómico de Rutherford al proponer que los electrones “saltan” entre órbitas cuando ganan o pierden energía. Por lo tanto, no existen en un estado entre las órbitas.

Los puntos principales de la teoría atómica de Bohr son:

Los electrones con carga negativa orbitan un núcleo con carga positiva en órbitas con niveles de energía establecidos.

Cuanto más lejos se encuentre el nivel de energía del núcleo, mayor es la energía que tiene. Por lo tanto, se le asigna un número mayor.

Los niveles de energía contienen diferentes números de electrones. Cuanto menor es el nivel de energía, menor es el número de electrones que contiene, por ejemplo, el nivel 1 contiene hasta 2 electrones, el nivel 2 contiene hasta 8 electrones y así sucesivamente.
Cuando un electrón se mueve de una órbita a otra, el átomo absorbe o emite radiación.

Problemas con el modelo atómico de Bohr

El modelo de Bohr no funciona muy bien para los átomos complejos; por ejemplo, no funciona muy bien para los átomos con más de un electrón en su cubierta exterior.

El modelo no da ninguna razón por la que los electrones se limiten únicamente a órbitas específicas.

El modelo no explica por qué sólo un cierto número de electrones caben en cada órbita; por ejemplo, ¿por qué sólo pueden caber 2 electrones en la primera capa?

No encaja con el principio mecánico cuántico desarrollado más tarde – el Principio de Incertidumbre de Heisenberg – porque el modelo de Bohr afirma que tanto el radio como la órbita de un electrón pueden ser conocidos simultáneamente.

Alteraciones al modelo de Bohr

En 1916 Arnold Sommerfeld propuso una modificación del modelo de Bohr. Sugirió que los electrones viajaban en órbitas elípticas. (Por cierto, esto es análogo a cuando Kepler, muchos siglos antes, sugirió que los planetas tenían órbitas elípticas en lugar de órbitas circulares perfectas! )

Resumen

El modelo de Bohr postula que los electrones orbitan el núcleo a niveles de energía fijos.
Las órbitas más alejadas del núcleo existen a niveles de energía más altos.
Cuando los electrones regresan a un nivel de energía más bajo, emiten energía en forma de luz.

Limitaciones del modelo Bohr

El modelo Bohr fue un paso importante en el desarrollo de la teoría atómica. Sin embargo, tiene varias limitaciones.

Es una violación del principio de incertidumbre de Heisenberg. El modelo de Bohr considera que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, lo que es imposible según Heisenberg.

El modelo Bohr es muy limitado en términos de tamaño. Las predicciones espectrales deficientes se obtienen cuando se trata de átomos más grandes.

No puede predecir las intensidades relativas de las líneas espectrales.

No explica el efecto Zeeman, cuando la línea espectral se divide en varios componentes en presencia de un campo magnético.

El modelo Bohr no tiene en cuenta el hecho de que los electrones que aceleran no emiten radiación electromagnética.

¿Cuál es el modelo atómico de Bohr?

La teoría atómica ha avanzado mucho en los últimos miles de años. Comenzando en el siglo V a.C.

Con la teoría de Demócrito de los “corpúsculos” indivisibles que interactúan entre sí mecánicamente, luego pasando al modelo atómico de Dalton en el siglo XVIII.

Luego madurando en el siglo XX con el descubrimiento de las partículas subatómicas y la teoría cuántica, el viaje de descubrimiento ha sido largo y sinuoso.

Podría decirse que uno de los hitos más importantes a lo largo del camino ha sido el modelo atómico de Bohr, al que a veces se hace referencia como el modelo atómico de Rutherford-Bohr. Propuesto por el físico danés Niels Bohr en 1913.

Este modelo representa el átomo como un pequeño núcleo cargado positivamente rodeado de electrones que viajan en órbitas circulares (definidas por sus niveles de energía) alrededor del centro.

Teoría atómica hasta el siglo XIX

Los primeros ejemplos conocidos de teoría atómica provienen de la antigua Grecia y la India, donde filósofos como Demócrito postularon que toda la materia estaba compuesta de unidades diminutas, indivisibles e indestructibles.

El término “átomo” fue acuñado en la antigua Grecia y dio lugar a la escuela de pensamiento conocida como “atomismo”. Sin embargo, esta teoría era más un concepto filosófico que científico.

No fue hasta el siglo XIX que la teoría de los átomos se articuló como un asunto científico, con la realización de los primeros experimentos basados en la evidencia.

Por ejemplo, a principios del siglo XIX, el científico inglés John Dalton utilizó el concepto del átomo para explicar por qué los elementos químicos reaccionaban de ciertas maneras observables y predecibles. A través de una serie de experimentos con gases, Dalton desarrolló lo que se conoce como la Teoría Atómica de Dalton.

Esta teoría amplió las leyes de la conversación de masa y proporciones definidas y se redujo a cinco premisas: los elementos, en su estado más puro, consisten en partículas llamadas átomos; los átomos de un elemento específico son todos iguales.

Hasta el último átomo. Ademas, los átomos de diferentes elementos pueden distinguirse por su peso atómico;

Igualmente, los átomos de los elementos se unen para formar compuestos químicos; los átomos no pueden ser creados ni destruidos en la reacción química, sólo la agrupación cambia siempre.

Descubrimiento del Electrón

A finales del siglo XIX, los científicos también comenzaron a teorizar que el átomo estaba compuesto de más de una unidad fundamental.

Sin embargo, la mayoría de los científicos se aventuraron a decir que esta unidad tendría el tamaño del átomo más pequeño conocido, el hidrógeno. A finales del siglo XIX, esto cambiaría drásticamente, gracias a las investigaciones realizadas por científicos como Sir Joseph John Thomson.

A través de una serie de experimentos usando tubos de rayos catódicos (conocidos como el Tubo de Crookes), Thomson observó que los rayos catódicos podían ser desviados por campos eléctricos y magnéticos.

La Luz

Concluyó que en lugar de estar compuestos de luz, estaban compuestos de partículas cargadas negativamente que eran 1ooo veces más pequeñas y 1800 veces más ligeras que el hidrógeno.

Esto refutó efectivamente la noción de que el átomo de hidrógeno era la unidad más pequeña de la materia, y Thompson fue más allá para sugerir que los átomos eran divisibles.

Para explicar la carga total del átomo, que consistía en cargas positivas y negativas, Thompson propuso un modelo en el que los “corpúsculos” cargados negativamente se distribuían en un mar uniforme de carga positiva – conocido como el Modelo de Pudín de Ciruela.

Estos corpúsculos se denominarán más tarde “electrones”, basándose en la partícula teórica predicha por el físico angloirlandés George Johnstone Stoney en 1874. Y de ahí nació el modelo Plum Pudding, llamado así porque se parecía mucho al desierto inglés que consiste en pastel de ciruela y pasas. El concepto fue presentado al mundo en la edición de marzo de 1904 de la Philosophical Magazine del Reino Unido, con gran éxito.

El modelo Rutherford

Experimentos posteriores revelaron una serie de problemas científicos con el modelo Plum Pudding.

Para empezar, existía el problema de demostrar que el átomo poseía una carga de fondo positiva uniforme, que llegó a conocerse como el “problema de Thomson”.

Cinco años más tarde, el modelo sería refutado por Hans Geiger y Ernest Marsden, que llevaron a cabo una serie de experimentos utilizando partículas alfa y lámina de oro, también conocida como el “experimento de la lámina de oro”.

En este experimento, Geiger y Marsden midieron el patrón de dispersión de las partículas alfa con una pantalla fluorescente. Si el modelo de Thomson fuera correcto, las partículas alfa pasarían a través de la estructura atómica de la lámina sin impedimentos. Sin embargo, notaron en cambio que aunque la mayoría de los disparos fueron directos, algunos de ellos estaban dispersos en varias direcciones, y algunos volvieron en la dirección de la fuente.

Thomson

Geiger y Marsden concluyeron que las partículas habían encontrado una fuerza electrostática mucho mayor que la permitida por el modelo de Thomson.

Dado que las partículas alfa son sólo núcleos de helio (que están cargados positivamente), esto implicaba que la carga positiva en el átomo no estaba muy dispersa, sino concentrada en un pequeño volumen.

Además, el hecho de que las partículas que no fueron desviadas pasaran a través de ellas sin impedimentos significaba que estos espacios positivos estaban separados por vastos golfos de espacio vacío.

Para 1911, el físico Ernest Rutherford interpretó los experimentos de Geiger-Marsden y rechazó el modelo del átomo de Thomson.

En su lugar, propuso un modelo en el que el átomo consistiera en su mayor parte de espacio vacío, con toda su carga positiva concentrada en su centro en un volumen muy pequeño, que estaba rodeado por una nube de electrones. Esto llegó a ser conocido como el Modelo Rutherford del átomo.

El modelo Bohr

Los experimentos posteriores de Antonius Van den Broek y Niels Bohr perfeccionaron aún más el modelo.

Mientras que Van den Broek sugirió que el número atómico de un elemento es muy similar a su carga nuclear, este último propuso un modelo similar al del Sistema Solar del átomo, donde un núcleo contiene el número atómico de carga positiva y está rodeado por un número igual de electrones en las capas orbitales (también conocido como el Modelo Bohr).

Además, el modelo de Bohr refinó ciertos elementos del modelo de Rutherford que eran problemáticos.

Estos incluían los problemas derivados de la mecánica clásica, que predijo que los electrones liberarían radiación electromagnética mientras orbitaban un núcleo. Debido a la pérdida de energía, el electrón debería haber girado rápidamente en espiral hacia adentro y colapsado en el núcleo. En resumen, este modelo atómico implicaba que todos los átomos eran inestables.

El modelo también predijo que a medida que los electrones giraban en espiral hacia adentro, su emisión aumentaría rápidamente en frecuencia a medida que la órbita se hacía más pequeña y rápida.

XIX

Sin embargo, los experimentos con descargas eléctricas a finales del siglo XIX mostraron que los átomos sólo emiten energía electromagnética a ciertas frecuencias discretas.

Bohr resolvió esto proponiendo que los electrones que orbitan el núcleo en formas que eran consistentes con la teoría cuántica de la radiación de Planck.

En este modelo, los electrones pueden ocupar sólo ciertas órbitas permitidas con una energía específica. Además, sólo pueden ganar y perder energía saltando de una órbita permitida a otra, absorbiendo o emitiendo radiación electromagnética en el proceso.

Estas órbitas estaban asociadas con energías definidas, a las que él se refería como conchas de energía o niveles de energía.

En otras palabras, la energía de un electrón dentro de un átomo no es continua, sino “cuantizada”. Estos niveles se etiquetan con el número cuántico n (n=1, 2, 3, etc.) que según él podría determinarse utilizando la fórmula de Ryberg, una regla formulada en 1888 por el físico sueco Johannes Ryberg para describir las longitudes de onda de las líneas espectrales de muchos elementos químicos.

Influencia del modelo Bohr

Mientras que el modelo de Bohr demostró ser innovador en algunos aspectos – fusionando la constante de Ryberg y la constante de Planck (también conocida como teoría cuántica) con el modelo de Rutherford – sufrió de algunos defectos que los experimentos posteriores ilustrarían.

Para empezar, asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, algo que Werner Heisenberg refutaría una década más tarde con su Principio de Incertidumbre.

Cartel en Julio 28, 2016 por Matt Williams

¿Cuál es el modelo atómico de Bohr?

La teoría atómica ha avanzado mucho en los últimos miles de años. Comenzando en el siglo V a.C. con la teoría de Demócrito de los “corpúsculos” indivisibles que interactúan entre sí mecánicamente, luego pasando al modelo atómico de Dalton en el siglo XVIII, y luego madurando en el siglo XX con el descubrimiento de las partículas subatómicas y la teoría cuántica, el viaje de descubrimiento ha sido largo y sinuoso.

Podría decirse que uno de los hitos más importantes a lo largo del camino ha sido el modelo atómico de Bohr, al que a veces se hace referencia como el modelo atómico de Rutherford-Bohr.

1913

Propuesto por el físico danés Niels Bohr en 1913, este modelo representa el átomo como un pequeño núcleo cargado positivamente rodeado de electrones que viajan en órbitas circulares (definidas por sus niveles de energía) alrededor del centro.
Teoría atómica hasta el siglo XIX:

Los primeros ejemplos conocidos de teoría atómica provienen de la antigua Grecia y la India, donde filósofos como Demócrito postularon que toda la materia estaba compuesta de unidades diminutas, indivisibles e indestructibles.

El término “átomo” fue acuñado en la antigua Grecia y dio lugar a la escuela de pensamiento conocida como “atomismo”. Sin embargo, esta teoría era más un concepto filosófico que científico.

No fue hasta el siglo XIX que la teoría de los átomos se articuló como un asunto científico, con la realización de los primeros experimentos basados en la evidencia.

John Dalton

Por ejemplo, a principios del siglo XIX, el científico inglés John Dalton utilizó el concepto del átomo para explicar por qué los elementos químicos reaccionaban de ciertas maneras observables y predecibles. A través de una serie de experimentos con gases, Dalton desarrolló lo que se conoce como la Teoría Atómica de Dalton.

Esta teoría amplió las leyes de la conversación de masa y proporciones definidas y se redujo a cinco premisas: los elementos, en su estado más puro, consisten en partículas llamadas átomos; los átomos de un elemento específico son todos iguales, hasta el último átomo.

Igualmente, los átomos de diferentes elementos pueden distinguirse por su peso atómico; los átomos de los elementos se unen para formar compuestos químicos; los átomos no pueden ser creados ni destruidos en la reacción química, sólo la agrupación cambia siempre.

Descubrimiento del Electrón

A finales del siglo XIX, los científicos también comenzaron a teorizar que el átomo estaba compuesto de más de una unidad fundamental.

Sin embargo, la mayoría de los científicos se aventuraron a decir que esta unidad tendría el tamaño del átomo más pequeño conocido, el hidrógeno.

A finales del siglo XIX, esto cambiaría drásticamente, gracias a las investigaciones realizadas por científicos como Sir Joseph John Thomson.

A través de una serie de experimentos usando tubos de rayos catódicos (conocidos como el Tubo de Crookes), Thomson observó que los rayos catódicos podían ser desviados por campos eléctricos y magnéticos.

Concluyó que en lugar de estar compuestos de luz, estaban compuestos de partículas cargadas negativamente que eran 1ooo veces más pequeñas y 1800 veces más ligeras que el hidrógeno.

Hidrógeno

Esto refutó efectivamente la noción de que el átomo de hidrógeno era la unidad más pequeña de la materia, y Thompson fue más allá para sugerir que los átomos eran divisibles.

Para explicar la carga total del átomo, que consistía en cargas positivas y negativas, Thompson propuso un modelo en el que los “corpúsculos” cargados negativamente se distribuían en un mar uniforme de carga positiva – conocido como el Modelo de Pudín de Ciruela.

Estos corpúsculos se denominarán más tarde “electrones”, basándose en la partícula teórica predicha por el físico angloirlandés George Johnstone Stoney en 1874. Y de ahí nació el modelo Plum Pudding, llamado así porque se parecía mucho al desierto inglés que consiste en pastel de ciruela y pasas.

El concepto fue presentado al mundo en la edición de marzo de 1904 de la Philosophical Magazine del Reino Unido, con gran éxito.

El modelo Rutherford

Experimentos posteriores revelaron una serie de problemas científicos con el modelo Plum Pudding.

Para empezar, existía el problema de demostrar que el átomo poseía una carga de fondo positiva uniforme, que llegó a conocerse como el “problema de Thomson”.

Cinco años más tarde, el modelo sería refutado por Hans Geiger y Ernest Marsden, que llevaron a cabo una serie de experimentos utilizando partículas alfa y lámina de oro, también conocida como el “experimento de la lámina de oro”.

Geiger y Marsden

En este experimento, Geiger y Marsden midieron el patrón de dispersión de las partículas alfa con una pantalla fluorescente. Si el modelo de Thomson fuera correcto, las partículas alfa pasarían a través de la estructura atómica de la lámina sin impedimentos. Sin embargo, notaron en cambio que aunque la mayoría de los disparos fueron directos, algunos de ellos estaban dispersos en varias direcciones, y algunos volvieron en la dirección de la fuente.

Diagrama que detalla el “experimento de la lámina de oro” realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden. Crédito: glogster.com

Geiger y Marsden concluyeron que las partículas habían encontrado una fuerza electrostática mucho mayor que la permitida por el modelo de Thomson.

Dado que las partículas alfa son sólo núcleos de helio (que están cargados positivamente), esto implicaba que la carga positiva en el átomo no estaba muy dispersa, sino concentrada en un pequeño volumen.

Además, el hecho de que las partículas que no fueron desviadas pasaran a través de ellas sin impedimentos significaba que estos espacios positivos estaban separados por vastos golfos de espacio vacío.

1911

Para 1911, el físico Ernest Rutherford interpretó los experimentos de Geiger-Marsden y rechazó el modelo del átomo de Thomson. En su lugar, propuso un modelo en el que el átomo consistiera en su mayor parte de espacio vacío, con toda su carga positiva concentrada en su centro en un volumen muy pequeño, que estaba rodeado por una nube de electrones. Esto llegó a ser conocido como el Modelo Rutherford del átomo.
El modelo Bohr:

Los experimentos posteriores de Antonius Van den Broek y Niels Bohr perfeccionaron aún más el modelo. Mientras que Van den Broek sugirió que el número atómico de un elemento es muy similar a su carga nuclear, este último propuso un modelo similar al del Sistema Solar del átomo, donde un núcleo contiene el número atómico de carga positiva y está rodeado por un número igual de electrones en las capas orbitales (también conocido como el Modelo Bohr).

Además, el modelo de Bohr refinó ciertos elementos del modelo de Rutherford que eran problemáticos. Estos incluían los problemas derivados de la mecánica clásica, que predijo que los electrones liberarían radiación electromagnética mientras orbitaban un núcleo. Debido a la pérdida de energía, el electrón debería haber girado rápidamente en espiral hacia adentro y colapsado en el núcleo. En resumen, este modelo atómico implicaba que todos los átomos eran inestables.

Fotón

Esquema de un electrón que cae de una órbita superior a una inferior y emite un fotón.

El modelo también predijo que a medida que los electrones giraban en espiral hacia adentro, su emisión aumentaría rápidamente en frecuencia a medida que la órbita se hacía más pequeña y rápida. Sin embargo, los experimentos con descargas eléctricas a finales del siglo XIX mostraron que los átomos sólo emiten energía electromagnética a ciertas frecuencias discretas.

Bohr resolvió esto proponiendo que los electrones que orbitan el núcleo en formas que eran consistentes con la teoría cuántica de la radiación de Planck. En este modelo, los electrones pueden ocupar sólo ciertas órbitas permitidas con una energía específica. Además, sólo pueden ganar y perder energía saltando de una órbita permitida a otra, absorbiendo o emitiendo radiación electromagnética en el proceso.

Estas órbitas estaban asociadas con energías definidas, a las que él se refería como conchas de energía o niveles de energía. En otras palabras, la energía de un electrón dentro de un átomo no es continua, sino “cuantizada”. Estos niveles se etiquetan con el número cuántico n (n=1, 2, 3, etc.) que según él podría determinarse utilizando la fórmula de Ryberg, una regla formulada en 1888 por el físico sueco Johannes Ryberg para describir las longitudes de onda de las líneas espectrales de muchos elementos químicos.

Influencia del modelo Bohr

Mientras que el modelo de Bohr demostró ser innovador en algunos aspectos – fusionando la constante de Ryberg y la constante de Planck (también conocida como teoría cuántica) con el modelo de Rutherford – sufrió de algunos defectos que los experimentos posteriores ilustrarían. Para empezar, asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, algo que Werner Heisenberg refutaría una década más tarde con su Principio de Incertidumbre.

Además, mientras que era útil para predecir el comportamiento de los electrones en los átomos de hidrógeno, el modelo de Bohr no era particularmente útil para predecir el espectro de los átomos más grandes.

En estos casos, donde los átomos tienen múltiples electrones, los niveles de energía no eran consistentes con lo que Bohr predijo. El modelo tampoco funcionaba con átomos de helio neutro.

Efecto Zeeman

El modelo de Bohr tampoco podía explicar el efecto Zeeman, un fenómeno observado por los físicos holandeses Pieter Zeeman en 1902, donde las líneas espectrales se dividen en dos o más en presencia de un campo magnético externo estático.

Debido a esto, se intentaron varios refinamientos con el modelo atómico de Bohr, pero estos también resultaron ser problemáticos.

Al final, esto llevaría a que el modelo de Bohr fuera reemplazado por la teoría cuántica – consistente con el trabajo de Heisenberg y Erwin Schrodinger.

Sin embargo, el modelo de Bohr sigue siendo útil como una herramienta de instrucción para introducir a los estudiantes a teorías más modernas – como la mecánica cuántica y el modelo atómico de valencia.

También sería un hito importante en el desarrollo del Modelo Estándar de la física de partículas, un modelo caracterizado por “nubes de electrones”, partículas elementales e incertidumbre.

Hemos escrito muchos artículos interesantes sobre teoría atómica aquí en Universe Today. Aquí está el modelo atómico de John Dalton, ¿Qué es el modelo del pudín de ciruela, qué es el modelo de nube de electrones, quién era Demócrito y cuáles son las partes del átomo?

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