Modelo de Bohr del átomo

Evolución hasta el modelo de Bohr del átomo

Nuestra comprensión del átomo pasó por varios modelos distintos a lo largo de los dos últimos siglos, mejorando con precisión a medida que se obtenían nuevas pruebas y se revelaban principios físicos más fundamentales.

Modelo del budín de ciruelas

Antes del siglo XX, no teníamos ni idea de cómo era la estructura subatómica del átomo. En 1803, John Dalton teorizó que el átomo era indivisible y no podía descomponerse en nada más pequeño. Sin embargo, cuando J. J. Thomson descubrió el electrón en 1897, todo esto cambió. Tras muchas deliberaciones e investigaciones, propuso el modelo del pudín de ciruela o Modelo de Thomson.

El modelo intentaba explicar cómo un átomo no tenía carga eléctrica neta y, sin embargo, los electrones individuales poseían cargas negativas. Thomson propuso que las "ciruelas" (electrones) cargadas negativamente estaban rodeadas de un "pudín" cargado positivamente, ya que un átomo debe contener alguna carga positiva para anular la carga negativa de los electrones.

Modelo de Rutherford

En 1905, Ernst Rutherford, alumno de Thomson, puso a prueba el modelo del pudín de ciruelas dirigiendo un haz de partículas alfa a una tira de lámina de oro. Las partículas alfa son una forma de radiación con una gran carga positiva. Esperaba que las partículas alfa atravesaran el oro sin desviarse, ya que el "pudin" cargado positivamente debería estar repartido uniformemente. Sin embargo, un número muy pequeño de partículas alfa se desviaban, y a veces se reflejaban por completo.

En el experimento con partículas alfa, la expectativa era que las partículas alfa pasaran sin ninguna desviación, de acuerdo con el modelo de Thomson. Sin embargo, un pequeño número de partículas fueron desviadas, lo que puede explicarse por el Modelo de Rutherford, Wikimedia Commons CC-BY-SA-3.0

Rutherford tardó varios años en interpretar correctamente los resultados de su experimento. Propuso que el átomo estaba formado en realidad por un núcleo pequeño, compacto y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, lo que se denominó el modelo de Rutherford. El protón y el neutrón (las partículas subatómicas que componen el núcleo) se descubrieron más tarde, en 1917 y 1932, respectivamente.

Modelo de Bohr

Por desgracia, el modelo de Rutherford seguía siendo defectuoso. La teoría dominante en aquella época era que los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares arbitrarias, como un planeta orbita alrededor de una estrella. Sin embargo, los electrones pierden energía cuando se aceleran y, por tanto, deberían colapsar en el núcleo según el modelo de Rutherford. En 1913, Niels Bohr propuso su propia estructura del átomo para explicar esto.

Estructura subatómica de un átomo de Hidrógeno. Un electrón absorbe y emite energía para moverse entre niveles de energía, Wikimedia Commons CC-BY-SA-3.0

En el modelo de Bohr del átomo, los electrones orbitan alrededor del núcleo en niveles de energía fijos llamados envolturas. Los electrones sólo pueden existir en estas envolturas y se mueven entre ellas ganando y perdiendo ciertas cantidades de energía correspondientes a la diferencia de energía entre los niveles de energía. Así es como Niels Bohr pudo explicar por qué el átomo no se colapsa. Sus conclusiones se basan en la física cuántica, de la que no tendrás que preocuparte demasiado a este nivel.

Estructura atómica del modelo de Bohr

Energía y color

Casi toda la luz del universo procede de los átomos. Cuando los científicos estudian un elemento puro, observan que sólo se emiten unos pocos colores concretos. Los distintos elementos emiten diferentes patrones de colores, lo que se denomina espectro de emisión. Por ejemplo, el hidrógeno tiene una línea naranja, dos líneas azules y una línea púrpura. Los colores y patrones del hidrógeno son distintos, incluso de los del helio.

Comparación del espectro de emisión del hidrógeno y el helio, Wikimedia Commons CC-BY-SA-4.0

Recuerda que la luz es energía pura en forma de onda electromagnética o fotón. La energía de una onda EM determina su color. La luz más roja tiene energías más bajas, mientras que la luz más azul tiene energías más altas. Como un átomo sólo puede absorber y emitir determinados colores de luz, sabemos que algo dentro de la estructura del átomo debe tener niveles de energía específicos.

Un electrón absorbe y emite fotones para mover niveles de energía, Wikimedia Commons CC BY 3.0

En el modelo de Bohr, los electrones orbitan alrededor del núcleo en niveles de energía discretos llamados envolturas. No pueden existir entre niveles de energía a menos que estén pasando de un nivel a otro. El nivel más bajo (E1) es el estado fundamental, mientras que todos los niveles de energía superiores son estados excitados. Es importante señalar que la energía de un electrón en un átomo es siempre negativa. El símbolo negativo denota que el electrón debe recibir energía para ser expulsado totalmente del átomo. Esta energía se define como energía de ionización o estado de ionización. Considera un átomo de hidrógeno con un estado fundamental de $-13.6\mathrm{eV}$dándole al electrón una energía de ionización de $13.6\mathrm{eV}$ le obligará a ser expulsado.

Cuando un electrón se desplaza de un nivel de energía superior a otro inferior, se emite un fotón con una energía correspondiente a la diferencia de energía entre las dos envolturas. Si un electrón se mueve entre dos niveles de energía, la energía del fotón emitido puede calcularse con la ecuación de Planck:

$E=hf=E2-E1$

Donde$E$es la energía$h$es la constante de Planck, y$f$es la frecuencia de la luz producida.

Del mismo modo, esta ecuación también puede utilizarse cuando un electrón absorbe energía de un fotón y pasa a un estado más excitado. Los electronesde un átomo sólo pueden absorber determinadas energías de la luz, que lo moverían a un estado más excitado. Los electrones pueden moverse entre varias órbitas en una transición, por ejemplo, entre$E4$y$E2$.

Cómo llenan los electrones los niveles de energía

Hay un límite en el número de electrones que pueden existir físicamente en cualquier envoltura en un momento dado. La primera envoltura sólo puede contener dos electrones, mientras que las envolturas 2 y 3 pueden contener 8 electrones cada una. El diagrama siguiente muestra la configuración electrónica de diez elementos de la tabla periódica, suponiendo que ningún electrón ha sido excitado a un estado superior.

La configuración electrónica de diez elementos, Wikimedia Commons CC-BY-4.0

Amedida que se añaden electrones a un átomo, éstos llenarán los niveles de energía más bajos disponibles que no se hayan llenado. Cada envoltura debe llenarse antes de que empiece a llenarse la siguiente. La única excepción es cuando un electrón ha sido excitado. Sin embargo, los electrones excitados sufrirán muy rápidamente la emisión espontánea de un fotón para volver a un nivel de energía inferior. Esto se debe a que los electrones cargados negativamente son atraídos por el núcleo cargado positivamente, como la gravedad atrae a un paracaidista hacia el suelo.

Limitaciones del modelo atómico de Bohr

El modelo de Bohrera esencialmente impecable, siempre que el átomo que estuvieras estudiando tuviera un solo electrón. Desgraciadamente, todos los átomos de la tabla periódica, a excepción del hidrógeno, tienen más de un electrón. Cuando Bohr intentó utilizar su modelo atómico para predecir las líneas espectrales de otros elementos, sus cálculos se alejaban cada vez más de los espectros de emisión realmente observados a medida que aumentaba elnúmero de electrones de un elemento de muestra .

Uno de los problemas es que varios electrones en la "órbita" de un núcleo empezarán a interactuar entre sí, complicando las estructuras energéticas de las envolturas de los electrones. Erwin Schrödinger, en 1926, determinó que, en realidad, los electrones se mueven alrededor del núcleo en diferentes nubes según su nivel de energía. Las regiones blancas de la imagen inferior muestran una mayor probabilidad de encontrar un electrón en ese espacio, mientras que las regiones más oscuras demuestran lo contrario.

En el modelo cuántico del átomo de Schrödinger, los electrones se mueven alrededor del núcleo en diferentes nubes, Pixabay

Ventajas e inconvenientes del modelo atómico de Bohr

La principal razón por la que el modelo de Bohr es útil es que demuestra claramente la estructura subyacente del átomo y cómo los electrones pueden ganar y perder energía mediante la absorción y emisión de fotones.

Por desgracia, el modelo de Bohrno es completamente correcto debido a los principios de la mecánica cuántica. Los electrones no "orbitan" alrededor del núcleo en líneas nítidas y definidas, sino en nubes indistintas. Sin embargo, el modelo de Bohr es relativamente nítido y exacto y constituye un paso fundamental importante en la enseñanza secundaria para comprender la física que rige el mundo.