Modelo Átomico de Bohr

 El modelo atómico de Bohr, propuesto por Niels Bohr en 1913, fue un avance significativo en la comprensión de la estructura atómica y la forma en que los electrones se organizan alrededor del núcleo. Se basó en el modelo de Rutherford, pero incorporó conceptos de la física cuántica para explicar la estabilidad de los átomos y los espectros de emisión de los gases.

Postulados principales del modelo de Bohr:

1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares específicas. A diferencia del modelo de Rutherford, donde los electrones podían orbitar a cualquier distancia del núcleo, Bohr propuso que solo existen ciertas órbitas permitidas, con radios y energías específicas.
2. Cada órbita corresponde a un nivel de energía cuantificado. Los electrones solo pueden ocupar estas órbitas discretas, y cada órbita tiene un nivel de energía asociado. Las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía, mientras que las más alejadas tienen mayor energía.
3. Los electrones pueden saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía. Un electrón puede pasar a una órbita de mayor energía (excitación) absorbiendo una cantidad específica de energía, como un fotón de luz. De manera inversa, un electrón puede pasar a una órbita de menor energía (desexcitación) emitiendo un fotón con una energía igual a la diferencia entre los niveles de energía de las órbitas.
4. La energía absorbida o emitida corresponde a la diferencia de energía entre las órbitas. La energía del fotón absorbido o emitido está directamente relacionada con la diferencia de energía entre las órbitas inicial y final del electrón, lo que explica los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases.

Cómo los electrones ocupan niveles de energía:

El modelo de Bohr se centra en la idea de que los electrones se encuentran en niveles de energía discretos alrededor del núcleo. Estos niveles se representan como órbitas circulares con radios específicos.

• Niveles de energía: Se numeran con números enteros positivos (n = 1, 2, 3, ...), donde n = 1 corresponde al nivel de energía más bajo (el más cercano al núcleo), también llamado estado fundamental. Los niveles n = 2, 3, 4, ... corresponden a niveles de energía superiores o estados excitados.
• Ocupación de los niveles: Los electrones tienden a ocupar los niveles de energía más bajos posibles para minimizar la energía del átomo. En el estado fundamental, todos los electrones se encuentran en los niveles de energía más bajos disponibles.
• Transiciones electrónicas: Cuando un átomo absorbe energía, un electrón puede saltar a un nivel de energía superior (excitación). Este estado es inestable, y el electrón tiende a volver a un nivel de energía inferior (desexcitación) emitiendo la energía absorbida en forma de fotón de luz. La frecuencia (y por lo tanto el color) de la luz emitida depende de la diferencia de energía entre los niveles involucrados en la transición.

Limitaciones del modelo de Bohr:

Si bien el modelo de Bohr fue un gran avance, tenía ciertas limitaciones:

• Solo funcionaba bien para átomos con un solo electrón, como el hidrógeno. No podía explicar adecuadamente los espectros de átomos con múltiples electrones.
• No explicaba la intensidad de las líneas espectrales.
• Se basaba en la física clásica con algunas modificaciones cuánticas ad hoc, lo que lo hacía un modelo híbrido.

A pesar de sus limitaciones, el modelo de Bohr sentó las bases para el desarrollo de la mecánica cuántica y el modelo atómico moderno, que describe a los electrones en términos de orbitales atómicos y probabilidades de encontrarlos en ciertas regiones del espacio alrededor del núcleo.

En resumen, el modelo de Bohr introdujo la idea de niveles de energía cuantizados para los electrones en los átomos, explicando cómo los electrones ocupan órbitas específicas y cómo las transiciones entre estas órbitas resultan en la absorción o emisión de energía en forma de luz.