Modelo atómico de Bohr y Modelo de Sommerfeld: 18/05 – 22/05

¿Qué es el Modelo atómico de Bohr?

Niels Bohr fue un físico danés que propuso un nuevo modelo para explicar la estructura del átomo y su comportamiento. Por este decisivo aporte al conocimiento se le entregó el Premio Nobel de Física en el año 1922. Desde la época de los antiguos griegos se pensaba que la materia estaba constituida por partículas sumamente pequeñas e indivisibles, es decir, que no podían ser divididas en otras más pequeñas aún. Sin embargo, los primeros enfoques científicos vinieron con los trabajos de Dalton hacia principios del siglo XIX. Ese modelo básico, que sentó las bases de la estequiometria química, se perfeccionó luego con los aportes de Thomson (1897) y más tarde de Rutherford (1911), quienes ya habían sugerido la existencia de partículas menores que el átomo cargadas eléctricamente. Fue Bohr quien entendió y describió la organización de dichas partículas cargadas negativamente, que son los electrones.

Características del modelo atómico de Bohr

Los electrones rodean al núcleo no como una nube desorganizada, sino en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía.
Cada una de esas órbitas, que se corresponde con un nivel energético dado, recibe el nombre de número cuántico principal y se representa con la letra «n». (En el caso del átomo del hidrógeno, que es el que investigó en profundidad Bohr, estos van del 1 al 7).
Cada capa solo puede dar cabida a un número de electrones equivalentes a 2n². Así, el número máximo de electrones para la primeras cuatro capas es 2, 8, 18 y 32. Los elementos de la tabla periódica ubicados en la misma columna tienen el mismo número de electrones en su última capa.
Los electrones giran en esas órbitas estacionarias sin emitir energía (Primer postulado de Bohr).
Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas para las cuales el momento angular L del electrón es un múltiplo entero de h/2π, siendo «h» la constante de Planck (Segundo postulado de Bohr). La expresión final es: m*r*v=n * h/2π, donde m=masa del electrón; r=radio de la órbita, v=velocidad del electrón; n=número cuántico principal y h= constante de Planck (6.6256·10^-34 J s). A medida que n aumenta, también se incrementa la energía del electrón y, en promedio, el electrón se encuentra más alejado del núcleo.
Cuando un electrón salta desde un nivel más interno hacia un nivel más externo hay absorción de energía, mientras que cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna hay emisión de energía. Dichos saltos se producen de forma espontánea y no hay pasaje del electrón por ninguna órbita intermedia, por eso se dice que los electrones solo pueden dar saltos cuánticos.
En ambos casos, lo que se absorbe o se emite es energía electromagnética bajo la forma de fotones de luz (Tercer postulado de Bohr). La energía absorbida o liberada responde a la fórmula: E₂-E₁=h*v.
El modelo atómico de Bohr se apoyó conceptualmente en el modelo atómico de Rutherford y de las primeras ideas referidas a la cuantización introducidas algunos años antes por Max Planck y Albert Einstein.
La cuarta hipótesis o cuarto postulado asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un radio mínimo de la órbita del electrón de 0,0529 nm, distancia designada como radio de Bohr.
Erwin Schrödinger perfeccionó el modelo de Bohr, quien introdujo el concepto de orbital, que es algo diferente al de órbita. En el modelo actual, cada nivel de energía se subdivide según el momento angular orbital que lo describe y al que se le asigna una letra (s, p, d y, f). De todos modos, dada su simplicidad, el modelo de Bohr se utiliza con mucha frecuencia como una simplificación para explicar la estructura de la materia.