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Unidad 4
4.3.
Modelo atómico de Bohr
Cuando Rutherford diseñó su modelo atómico, no tuvo en cuenta ciertos trabajos
publicados en aquella época (la hipótesis de Planck, la ecuación de los espectros
atómicos y la explicación del efecto fotoeléctrico) que le hubieran permitido corregir
alguno de sus errores. Estos hechos no pasaron inadvertidos para
Niels Bohr
(1885-
1962) quien, en 1913, a partir de tres postulados explicó por qué la ecuación de los
espectros funcionaba tan bien:
1.
Los electrones giran en torno al núcleo solo en ciertas
órbitas circulares
esta-
bles, donde al moverse no irradian energía (
órbitas estacionarias
).
2.
De todas las órbitas que cumplen:
F
eléctrica
=
F
centrípeta
, solo están permitidas
aquellas cuya energía adopte unos valores, y no otros, determinados por un
número cuántico
n
(
n
=
1, 2, 3…). A estas órbitas las llamó
niveles de ener-
gía,
y las representó por la letra
n
. Cuanto más alejado esté el nivel del nú-
cleo, es decir, cuanto mayor sea
n
, mayor será la energía del nivel.
3.
Un electrón solo emite radiación cuando salta de una órbita permitida de mayor
energía a otra de menor energía, y la absorbe cuando salta de una de menor a
otra de mayor energía. En ambos tránsitos emite o absorbe, respectivamente,
un
fotón,
cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles:
∆
E
=
E
2
−
E
1
=
h
υ
Aclaremos el
modelo de Bohr
mediante el ejemplo del
átomo de hidrógeno:
Según la energía disponible, el único electrón del átomo de hidrógeno puede estar
en cualquiera de los niveles indicados en la figura 4.15 (o en otros superiores).
Imaginemos que se encuentra en el nivel 2; allí estará describiendo una órbita circu-
lar sin emitir energía radiante. Si se le suministra un
∆
E
=
E
3
−
E
2
, promocionará al
nivel 3 (si se le suministra un valor inferior no absorberá nada).
No obstante, su situación en el nivel 3 es inestable, ya que se trata de una posición
de alto contenido energético; por ello, el electrón tenderá a volver al nivel 2 emi-
tiendo el exceso de energía que ha recibido, y si el nivel 1 está disponible caerá a
este, ya que es la situación más estable. Al hacerlo emitirá dos cuantos de energía:
el correspondiente al tránsito
n
3
→
n
2
(de valor
E
3
−
E
2
)
y el del tránsito
n
2
→
n
1
(de valor
E
2
−
E
1
).
¡Ahora podemos entender los espectros atómicos!
Al calentar un elemento gaseoso o aplicarle una des-
carga eléctrica, los electrones absorben energía y pro-
mocionan a niveles superiores (estado excitado) y
cada
una de las transiciones electrónicas deja una marca
en el espectro
a la frecuencia correspondiente (figu-
ra 4.16).
Como en una muestra de un elemento cualquiera hay
billones de átomos, en el espectro estarán representa-
das todas las posibles transiciones entre niveles y, por
consiguiente, aparecerán muchas rayas.
Dado que algunas de las diferencias de energía entre
niveles se corresponden con
energías de la luz visi-
ble,
las transiciones electrónicas correspondientes de-
jarán
rayas coloreadas,
que pueden ser observadas a
simple vista. Las zonas oscuras entre rayas (en el espec-
tro de emisión) se deben a transiciones prohibidas.
Figura 4.15.
Transiciones electrónicas entre
los niveles
n
=
3 y
n
=
2. Las diferencias
de energías entre los distintos niveles no
son las mismas; se hacen más pequeñas al
aumentar
n.
n =
4
n =
3
n =
2
n =
1
E
1
E
2
E
3
E
4
E
1
<E
2
<E
3
<E
4
e
−
e
−
Figura 4.16.
Las transiciones
electrónicas entre niveles explican
las distintas series espectrales.
n
=
1
n
2
=
n
=
3
n
=
4
n
=
6
n
=
7
n
=
5
Luz invisible
Las radiaciones emitidas por transicio-
nes electrónicas de energía superior o
inferior al rango del visible pueden ser
detectadas porque impresionan placas
fotográficas.
