22/11/2019
El modelo atómico de Bohr, propuesto en 1913 por Niels Bohr, revolucionó la comprensión de la estructura atómica. A diferencia de modelos anteriores, Bohr introdujo el concepto de cuantización de la energía, postulando que los electrones no podían ocupar cualquier órbita alrededor del núcleo, sino solo ciertas órbitas permitidas con niveles de energía específicos. Este modelo, aunque posteriormente superado por la mecánica cuántica, sigue siendo fundamental para comprender los principios básicos de la estructura atómica.
Estructura interna del modelo atómico de Bohr
La representación gráfica del modelo atómico de Bohr, sin considerar la estructura exterior, se centra en la disposición de los electrones alrededor de un núcleo positivo. El núcleo, que contiene protones y neutrones, se representa como una pequeña esfera en el centro. Los electrones, partículas con carga negativa, orbitan alrededor del núcleo en niveles de energía discretos, a menudo representados como círculos concéntricos.
Niveles de energía y órbitas
Cada órbita o nivel de energía se caracteriza por un número cuántico principal (n), que toma valores enteros positivos (n=1, 2, 3,...). La órbita con n=1 es la más cercana al núcleo y corresponde al nivel de energía más bajo. A medida que n aumenta, la órbita se aleja del núcleo y la energía del electrón aumenta. Los electrones ocupan las órbitas de menor energía disponible, siguiendo el principio de mínima energía.
La estabilidad de las órbitas es un elemento clave del modelo de Bohr. A diferencia de lo que predecía la física clásica, los electrones en órbitas permitidas no emiten energía y permanecen estables. La emisión o absorción de energía solo ocurre cuando un electrón salta de una órbita a otra, con la energía del fotón emitido o absorbido siendo igual a la diferencia de energía entre los niveles.
Número cuántico principal y energía
La energía de un electrón en un nivel específico está relacionada con el número cuántico principal (n) mediante la siguiente ecuación:
E n= - (Z 2/n 2) 16 eV
Donde:
- E n es la energía del electrón en el nivel n.
- Z es el número atómico (número de protones en el núcleo).
- n es el número cuántico principal.
Esta ecuación muestra que la energía es cuantizada, es decir, solo puede tomar ciertos valores discretos, y que la energía se vuelve menos negativa (más alta) a medida que aumenta n.
Transiciones electrónicas y espectros atómicos
Cuando un electrón absorbe energía, puede saltar a un nivel de energía superior. Este estado es inestable, y el electrón eventualmente volverá a un nivel de energía inferior, emitiendo un fotón de luz con una energía igual a la diferencia de energía entre los niveles. La frecuencia (y por lo tanto el color) de la luz emitida depende de la diferencia de energía entre los niveles, lo que resulta en un espectro de emisión discreto característico de cada elemento.
El modelo de Bohr explica satisfactoriamente el espectro de emisión del átomo de hidrógeno (Z=1), pero presenta limitaciones para átomos más complejos con más de un electrón. La interacción entre los electrones no se considera en este modelo simplificado.
Limitaciones del modelo de Bohr
Aunque revolucionario, el modelo atómico de Bohr tiene limitaciones:
- No explica el espectro de átomos polielectrónicos.
- No explica el efecto Zeeman (el efecto del campo magnético sobre los espectros atómicos).
- No explica la intensidad relativa de las líneas espectrales.
- No explica la estructura fina de las líneas espectrales.
- Viola el principio de incertidumbre de Heisenberg.
A pesar de estas limitaciones, el modelo de Bohr sigue siendo una herramienta valiosa para visualizar la estructura atómica y comprender los conceptos básicos de la cuantización de la energía y los espectros atómicos. Su simplicidad lo convierte en un punto de partida ideal para el estudio de la mecánica cuántica.
Comparación con otros modelos atómicos
| Modelo | Descripción | Ventajas | Desventajas |
|---|---|---|---|
| Modelo de Dalton | Átomos como esferas sólidas indivisibles. | Simple. | No explica la estructura interna del átomo. |
| Modelo de Thomson (Pudín de pasas) | Átomos con una distribución uniforme de carga positiva con electrones incrustados. | Considera la existencia de electrones. | No explica la dispersión de partículas alfa. |
| Modelo de Rutherford | Átomo con un núcleo pequeño y denso con carga positiva y electrones orbitando. | Explica la dispersión de partículas alfa. | No explica la estabilidad del átomo. |
| Modelo de Bohr | Átomo con electrones en órbitas cuantizadas alrededor de un núcleo. | Explica el espectro de emisión del hidrógeno. | Limitado a átomos simples, viola el principio de incertidumbre. |
| Modelo Mecánico Cuántico | Probabilidad de encontrar electrones en orbitales atómicos. | Descripción más precisa de la estructura atómica. | Complejo, requiere herramientas matemáticas avanzadas. |
El modelo de Bohr representa un paso intermedio crucial entre los modelos clásicos y el modelo mecánico cuántico, proporcionando una imagen simplificada pero útil de la estructura atómica y el comportamiento de los electrones.
Consultas habituales sobre la representación gráfica del modelo atómico de Bohr
¿Cómo se representa el núcleo en el modelo de Bohr? El núcleo se representa como una pequeña esfera compacta en el centro del átomo, cargada positivamente.
¿Cómo se representan los electrones en el modelo de Bohr? Los electrones se representan como partículas que orbitan el núcleo en niveles de energía discretos, a menudo representados como círculos concéntricos.
¿Qué representan los círculos concéntricos en el modelo de Bohr? Los círculos concéntricos representan las órbitas permitidas para los electrones, cada una con un nivel de energía específico.
¿Qué significa la cuantización de la energía en el modelo de Bohr? Significa que los electrones solo pueden existir en ciertos niveles de energía discretos, no en cualquier nivel intermedio.
¿Qué limitaciones tiene el modelo de Bohr? El modelo de Bohr es una simplificación y no puede explicar completamente el comportamiento de átomos más complejos o fenómenos como el efecto Zeeman o el principio de incertidumbre.