Modelo Atómico de Bohr
Insuficiencias del Modelo de Rutherford
El modelo atómico de Rutherford, si bien revolucionario, presentaba ciertas deficiencias que lo hacían incompatible con las leyes de la física clásica y los datos experimentales:
- Según la teoría electromagnética, toda carga en movimiento emite energía. Los electrones en el modelo de Rutherford, al girar alrededor del núcleo, deberían perder energía continuamente y colapsar en el núcleo, haciendo el átomo inestable.
- Este modelo no podía explicar la naturaleza discreta de los espectros atómicos, es decir, la emisión y absorción de luz en frecuencias específicas.
Postulados de Bohr
Para abordar estas limitaciones, Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico basado en los siguientes postulados:
- Órbitas Estables: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares estables sin emitir ni absorber energía. Esto implica que la energía del electrón en una órbita dada es constante.
- Cuantización del Momento Angular: El electrón solo puede girar en órbitas donde su momento angular es un múltiplo entero de h/2π, donde h es la constante de Planck.
- Emisión y Absorción de Energía: El electrón solo emite o absorbe energía al pasar de una órbita a otra. La energía emitida o absorbida es igual a la diferencia de energía entre las dos órbitas y se emite o absorbe en forma de un fotón de luz con una frecuencia específica.
Explicación del Espectro del Átomo de Hidrógeno
Bohr logró explicar el espectro del átomo de hidrógeno utilizando su modelo. La fórmula que dedujo para las frecuencias de las líneas espectrales coincidía con la fórmula experimental de Balmer, y la constante que aparecía en su fórmula era similar a la constante de Rydberg. Esto demostró que el modelo de Bohr podía explicar la naturaleza discreta del espectro del hidrógeno.
Series Espectrales
Las líneas espectrales del hidrógeno se agrupan en series que llevan el nombre de sus descubridores:
- Serie de Lyman
- Serie de Balmer
- Serie de Paschen
- Serie de Brackett
- Serie de Pfund
Modificaciones al Modelo de Bohr por Sommerfeld
Limitaciones del Modelo de Bohr
A pesar de su éxito, el modelo de Bohr presentaba algunas limitaciones:
- No podía explicar los espectros de átomos polielectrónicos con precisión.
- Con la mejora de los espectroscopios, se observó que algunas líneas espectrales eran en realidad multipletes (dobletes o tripletes).
- No podía explicar el efecto Zeeman (desdoblamiento de líneas espectrales en presencia de un campo magnético) ni el efecto Stark (desdoblamiento en presencia de un campo eléctrico).
Modificaciones de Sommerfeld
Para abordar estas limitaciones, Arnold Sommerfeld introdujo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
- Órbitas Elípticas: Sommerfeld consideró que las órbitas de los electrones podían ser elípticas, además de circulares.
- Cuantización del Momento Angular: Introdujo un segundo número cuántico, el número cuántico azimutal (l), que cuantizaba la forma de la órbita elíptica.
- Efecto Relativista: Sommerfeld consideró la corrección relativista a la masa del electrón, lo que implicaba que la velocidad del electrón no era constante a lo largo de la órbita.
Números Cuánticos
Sommerfeld introdujo los siguientes números cuánticos:
- n: Número cuántico principal (determina el tamaño y la energía del orbital)
- l: Número cuántico azimutal (determina la forma del orbital)
- m: Número cuántico magnético (determina la orientación del orbital en un campo magnético)
Reglas de Selección
Para explicar la ausencia de ciertas transiciones electrónicas en los espectros atómicos, se introdujeron reglas de selección que limitaban los posibles saltos de los electrones entre niveles de energía.
Insuficiencias del Modelo de Bohr-Sommerfeld
A pesar de las mejoras introducidas por Sommerfeld, el modelo seguía presentando limitaciones:
- Solo era aplicable a átomos con un solo electrón.
- No explicaba la intensidad de las líneas espectrales.
- No proporcionaba una explicación completa del efecto Zeeman.
Estas limitaciones llevaron al desarrollo de la mecánica cuántica, una teoría más completa que describe el comportamiento de los átomos y las partículas subatómicas.
Modelo de Rutherford
El modelo atómico de Rutherford describe el átomo como un núcleo central con carga positiva que contiene la mayor parte de la masa del átomo, rodeado por electrones con carga negativa que orbitan alrededor del núcleo.
Teoría de Planck
Max Planck propuso que la energía se emite y se absorbe en paquetes discretos llamados cuantos. La energía de un cuanto es proporcional a la frecuencia de la radiación electromagnética.
Efecto Fotoeléctrico
El efecto fotoeléctrico es la emisión de electrones de un material cuando se ilumina con luz. Einstein explicó este efecto utilizando la teoría cuántica de Planck, proponiendo que la luz está compuesta de partículas llamadas fotones.
Explicación de Einstein
Einstein explicó que la energía de un fotón se utiliza para liberar un electrón del material y darle energía cinética. La energía cinética del electrón emitido depende de la frecuencia de la luz incidente y del trabajo de extracción del material.