Ultima edición el 16 septiembre, 2021 por JORGE CABRERA BERRÍOS
Fue introducido por el físico danés Niels Bohr en el año de 1913. Según este modelo, el átomo consiste en un pequeño núcleo en el centro y electrones que giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, similar al sistema solar . Pero aquí, la fuerza de atracción es proporcionada por fuerzas electrostáticas en lugar de fuerzas gravitacionales. El núcleo tiene carga positiva y los electrones tienen carga negativa. Además, Niels Bohr ilustró que el núcleo cargado positivamente consta de protones y neutrones. Los protones tienen carga positiva y los neutrones no tienen carga. Niels Bohr introdujo la teoría cuántica para superar los inconvenientes del modelo atómico de Rutherford . Según esta teoría –
- Los electrones giran alrededor del núcleo en determinadas órbitas. Cada órbita tiene cierto nivel de energía. Estas órbitas se denominan órbitas estacionarias. La órbita cercana al núcleo tiene un nivel de energía bajo y la órbita exterior tiene un nivel de energía más alto. Un electrón puede girar en cierto nivel de energía sin perder energía. Al agregar energía al átomo , el electrón salta a una órbita de mayor nivel de energía.
Por otro lado, cuando el electrón salta de la órbita de mayor nivel de energía a la órbita de menor nivel de energía, el electrón libera la energía en pequeños paquetes. Estos pequeños paquetes se denominan cuantos o fotones. La energía del fotón está dada por,
Donde,
‘h’ es la constante de la tabla,
‘υ’ es la frecuencia de la luz (en Hz),
‘c’ es la velocidad de la luz (en m / seg),
‘λ’ es la longitud de onda de la luz emitida (en metro). - La fuerza centrípeta debida a la atracción electrostática entre el núcleo con carga positiva y el electrón con carga negativa es igual a la fuerza centrífuga del electrón que se mueve en órbitas circulares.
- El momento angular del electrón que se mueve en órbitas circulares es el múltiplo integral de
Donde, n es un número entero llamado número cuántico . - El radio de la órbita es proporcional an 2 y la velocidad del electrón es inversamente proporcional an. Estas suposiciones llevaron a resultados que se consideraron correctos de ser probados.
Este modelo también tiene algunas deficiencias que se enumeran a continuación:
- Se aplica a un átomo de electrón, es decir, un átomo de hidrógeno. No se puede ampliar fácilmente para explicar los átomos más complicados.
- No da ninguna regla o restricción con respecto a la transición de un electrón de una órbita a otra órbita.
- Introdujo solo un número cuántico n. Considerando que, la evidencia experimental sobre la estructura fina de la línea espectral sugiere los números cuánticos más adicionales.
- La explicación cuantitativa del enlace químico no se puede explicar mediante el modelo atómico de Bohr .
