ATOMO DE BOHR.

Neils Bohr aplico con éxito la idea de cuantizacion a la estructura del átomo, logrando resolver el grave problema de la estabilidad en el modelo de Rutherford y explicando el espectro atómico con mucha presición. Para ello propuso que la energía de un electrón ligado a un núcleo atómico no puede ser cualquiera sino que sólo toma ciertos valores discretos, que en el llamado modelo de Bohr surgen a partir de exigir la cuantización del impulso angular en unidades de la constante de Planck. De esta forma existen ciertas órbitas estables, o niveles de energía, en las cuales el electrón no emite radiación electromagnética y por lo tanto no pierde energía como sucede en la descripción clásica. El espectro de luz observado en los diversos elementos se debe al decaimiento de un electrón a una órbita de menor energía, emitiendo un fotón con la diferencia de energía de ambos estados.

Uno de los conflictos en este modelo primitivo es que en principio es de esperar entonces que todos los electrones decaigan hacia el estado de menor energía emitiendo luz, lo cual no se observa en la naturaleza Para resolver esto, y además comprender por completo el espectro de radiación atómico ante la presencia de campos magnéticos, era necesario postular la existencia de una nueva cantidad cuantizada a la que se le dio el nombre de spin.

La solución al problema viene de la mano del spin a través del principio de exclusión postulado por Pauli. Este indica que dos electrones con los mismos números cuánticos no pueden ocupar el mismo estado o nivel orbital. De esta forma, por ejemplo, en el átomo de Hidrógeno sólo pueden convivir dos electrones en la primera órbita, cada uno con spin opuesto al otro. Por lo tanto no es posible el decaimiento de electrones desde niveles más altos hacia este, ya que una vez que un estado está completamente ocupado no hay “lugar libre” para otros electrones. Este poderoso argumento explica una buen parte de las propiedades químicas periódicas de los elementos.

En un átomo, el electrón tiene únicamente ciertos estados definidos estacionarios de movimiento que le son permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tiene una energía fija y definida.

Cuando un átomo está en uno de estos estados no irradia; pero al cambiar de un estado de alta energía a un estado de energía inferior, el átomo emite un cuanto de radiación cuya energía hn es igual a la diferencia de energía entre los dos estados.

En cualquiera de estos estados, el electrón se mueve siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

Los estados de movimiento electrónico permitidos son aquellos en los cuales el movimiento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2.

POSTULADOS DE BOHR.

Los postulados de Bohr aparecen como una forma de explicar las

Evidencias experimentales de los espectros atómicos a la luz de los

Conocimientos que se tenían después de la aceptación de la

Cuantización en el micromundo pero antes de la formalización de

La mecánica cuántica:

1. Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular

alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción

coulómbica entre el electrón y el núcleo, obedeciendo las leyes

de la mecánica clásica.

2. En lugar de la infinidad de órbitas posibles en la mecánica

clásica, para un electrón solo es posible moverse en una órbita

para la cual el momento angular L es un múltiplo entero de ħ.

3. Un electrón que se mueva en una de esas órbitas permitidas no

irradia energía electromagnética, aunque está siendo acelerado

constantemente por las fuerzas atractivas al núcleo. Por ello, su

energía total E permanece constante.

4. Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de

energía Ei cambia discontinuamente su movimiento de forma

que pasa a otra órbita de energía Ef se emite o absorbe energía

Electromagnética para compensar el cambio de la energía total.

La frecuencia V de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef)

Dividida por la constante de Planck h.