7.5
El Modelo de Bohr
Siguiendo el trabajo de Ernest Rutherford y sus colegas a principios del siglo XX, la imagen de átomos que consisten en pequeños núcleos densos rodead…
El modelo planetario describe el átomo de hidrógeno como un diminuto sistema solar, con el electrón orbitando alrededor de un núcleo cargado positivamente. La física clásica sugiere que debido a que el electrón es una partícula cargada que se mueve en una órbita circular, debe irradiar energía continuamente mientras gira en espiral hacia el núcleo cargado positivamente. Eventualmente, el átomo colapsaría.
Sin embargo, esto no se observa. Los átomos son estables. Niels Bohr propuso que hay órbitas a determinadas distancias fijas del núcleo.
Estas órbitas son enteros numerados etiquetados por el número cuántico principal, n. La órbita más cercana al núcleo es n igual a uno. n puede ser cualquier número entero positivo, pero nunca cero.
A medida que n aumenta, también lo hace el radio del orbital. Un electrón que está más lejos del núcleo experimenta una fuerza electrostática más débil y es menos atraído por el protón. Cada órbita corresponde a un nivel o estado de energía particular.
Los niveles están cuantificados, lo que significa que la energía entre ellos no es posible. Se dice que un electrón en su estado energético más bajo y estable está en su estado base. Los estados de mayor energía, donde n es mayor que uno, se llaman estados excitados.
Un electrón solo puede moverse a un estado energético diferente cuando absorbe energía y salta a un nivel superior o cuando vuelve a bajar a un estado de menor energía y libera el exceso de energía en forma de fotones. La energía absorbida o emitida está relacionado con la diferencia de energía entre los niveles de energía iniciales y finales. Los electrones que se relajan desde un nivel de energía superior emiten luz de una longitud de onda más corta que los electrones que se relajan desde un nivel de energía más bajo.
Aunque el modelo de Bohr es adecuado solo para hidrógeno o iones de un solo electrón, sentó las bases para modelos atómicos más precisos.
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Q1: Why does the planetary model predict that atoms should collapse?
According to classical physics, an electron orbiting the nucleus is a charged particle moving in a circular path. This acceleration should cause it to continuously radiate electromagnetic energy. As the electron loses energy, its orbit shrinks until it spirals into the nucleus, making atoms inherently unstable. However, atoms are observed to be stable, revealing a fundamental flaw in the classical model.
Q2: What are quantized energy levels in the Bohr model?
The Bohr model proposes that electrons occupy orbits at fixed distances from the nucleus, each corresponding to a specific energy level labeled by the principal quantum number n. These energy levels are quantized, meaning only certain discrete energies are allowed—no intermediate energies exist. As n increases, the orbital radius and energy increase, with n=1 representing the lowest, most stable ground state.
Q3: How does an electron transition between energy levels in the Bohr model?
An electron transitions between energy levels by absorbing or emitting energy. When absorbing energy, it jumps to a higher energy level (excited state). When transitioning back to a lower level, it releases excess energy as a photon. The energy of the emitted or absorbed photon equals the difference between the final and initial energy levels, allowing prediction of spectral lines through emission spectra hydrogen emission.
Q4: What is the ground state and why is it significant?
The ground state is the lowest energy state of an atom, where the electron occupies the n=1 orbit closest to the nucleus. This is the most stable configuration because matter naturally seeks the lowest possible energy. An electron in the ground state requires energy input to move to higher energy levels. Most electrons exist in the ground state unless external energy excites them to excited states.
Q5: Why does the Bohr model work for hydrogen but not for multielectron atoms?
The Bohr model assumes a single electron orbiting the nucleus with a simple electrostatic attraction. In multielectron atoms, electrons repel each other, creating complex interactions that the model cannot account for. The model also cannot explain electron configuration of multielectron atoms or predict their spectral properties accurately. More sophisticated quantum mechanical models are needed for atoms with multiple electrons.
Q6: What relationship exists between orbital radius and energy in the Bohr model?
In the Bohr model, as the principal quantum number n increases, both the orbital radius and the energy of the electron increase. An electron farther from the nucleus experiences weaker electrostatic attraction and is less tightly bound. This means higher energy states correspond to larger orbits, with electrons in outer orbits requiring less energy to remove from the atom compared to those in inner orbits.
Q7: Can the Bohr model be applied to ions other than hydrogen?
Yes, the Bohr model applies to hydrogen-like atoms and ions with a single electron, such as He+, Li2+, and Be3+. These species differ from hydrogen only in their nuclear charge but maintain the same single-electron structure. The model's predictions for energy levels and spectral lines remain valid for these one-electron systems, though the specific energy values change based on the nuclear charge.