Colegio El Valle Sanchinarro

Dpto. Ciencias Asignatura: FyQ 3º ESO

Ficha 14Modelo atómico de Bohr

Revisado:20/05/2023 Páginas: 1/3

Problemas de la teoría de Rutherfor1) Contradecía las leyes del electromagnetismo de Maxwell

“Un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.”

En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Según Rutherford, los electrones no caían en el núcleo, pues se suponía que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta (fuerza centrífuga).

Sin embargo, el electrón del átomo de Rutherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular, por lo tanto su movimiento era acelerado. Por las leyes de Maxwell, al tratarse de una partícula acelerada debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. Los átomos serían estructuras inestables, y esto no era así, por lo tanto la contradicción era evidente.

2)No podía explicar los espectros electromagnéticos

En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma. El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda desde el rojo al violeta.

En cambio la luz emitida por un gas incandescente no es blanca sino coloreada y el espectro que se obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es bastante diferente. Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento (es decir cada tipo de átomo) posee un espectro característico que puede utilizarse para identificarlo.

Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro:

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El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas emisiones discretas de radiación por los átomos porque según dicho modelo los electrones podrían tener cualquier energía, con lo cual emitirían en todo el espectro, que sería continuo.

El modelo atómico de Bohr. Modelo cuántico del átomo.En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962) premio Nóbel de Física en 1.922, colaborador de

Rutherford, publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno.Basándose en (1)las ideas de la teoría cuántica# sobre la estructura atómica y (2)en los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos formuló un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford. Si bien este modelo se ha perfeccionado, sirvió de base para la física nuclear moderna.

Postulados del modelo atómico de Bohr

1.- En el átomo, el electrón solo tenía permitidos ciertos estados de movimiento a los que se llamó estacionarios (niveles de energía). Cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.

2.- En un nivel de energía estacionario el electrón no emite ni cede energía pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía cantidades concretas (discretas) de energía: “cuantos de energía”. Al subir de nivel absorbe y viceversa.3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo. Cada órbita, por tanto, tendría asignado un nivel de energía. Se les llamó órbitas estacionarias.

# La hipótesis cuántica fue formulada por Max Planck en 1900: un sistema mecánico no puede tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores a los que llamo cuantos (de energía). ES decir, la energía es discontinua. No olvidar que hasta que Einstein no confirmó y demostró la cuantización de la E (mediante el efecto fotoeléctrico), no se dio crédito a la idea de Planck.

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Explicación de los dos problemas que planteaba la teoría de Rutherfor:1.- Una partícula cargada emite o absorbe energía cuando describe un movimiento aceleradoAl encontrarse en órbitas donde no emitía ni absorbían energía queda solucionado el problema.

2.- Espectros discontinuos de los gasesUna raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.Los electrones no giran alrededor del núcleo en órbitas aleatorias, sino sólo en ciertas órbitas permitidas. En condiciones normales los electrones de un átomo se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable; para recuperar su estabilidad desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación única cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.

Observemos la secuencia de una absorción y la posterior cesión de energía de un electrón en el átomo de hidrógeno

Electrón del hidrógeno en el estado fundamental

En un estado excitado, con n >1, al que ha accedido después de recibir una energía externa

En otro estado excitado al que ha llegado después de ceder energía en forma de una radiación de energía determinada. Esta energía ha sido detectada con un espectrómetro y ha dado lugar a un espectro de emisión que consiste en una línea situada en el espectro a una longitud de onda determinada.