Si alguien te pide que te imagines un átomo de un elemento, te lo puedes imaginar de varias formas. Por ejemplo, con unas bolitas que representen los neutrones y los protones del núcleo, rodeado de un aro con los electrones. O quizás te imagines simplemente un círculo rodeado de un aro. Bien, pues esto probablemente sea debido a que, a lo largo de la historia, ha habido muchos modelos atómicos, propuestos por varios científicos, a medida que iban haciendo nuevos descubrimientos químicos. En este artículo, veremos el modelo atómico de Bohr.
- Este artículo es sobre el modelo atómico de Bohr.
- En primer lugar, veremos la historia de los modelos atómicos anteriores al de Bohr y el experimento que llevó a cabo Bohr para llegar a este modelo atómico.
- A continuación, estudiaremos las características del modelo atómico de Bohr.
- Posteriormente, analizaremos los aportes de Bohr al modelo atómico.
- Después, aprenderemos qué son los niveles de energía.
- Abordaremos el tema del átomo de hidrógeno y su modelo atómico.
- Terminaremos viendo cómo podemos calcular la energía de transición usando el modelo atómico de Bohr.
Historia de los modelos atómicos anteriores al modelo atómico de Bohr
Es importante que, antes de entrar en el experimento de Bohr, expliquemos un poco sobre la historia de los modelos atómicos.
A finales del siglo XIX, en concreto en 1897, Joseph John Thomson propuso el primer modelo atómico de la historia de la química. Este modelo era muy simple: consistía en una nube cargada positivamente, en la que se encontraban flotando los electrones. La representación gráfica de este modelo sería la siguiente:
Figura 1: Modelo atómico de Thomson. Los electrones, con carga negativa, se encuentran flotando en una nube cargada positivamente. Por su forma, se conoce como modelo de pastel de pasas.
Posteriormente, en 1911, Ernest Rutherford propuso su propio modelo atómico, el cual era un poco más complejo. Rutherford llevó a cabo un experimento para saber si el modelo de Thomson era válido, o no. Gracias a los resultados obtenidos, se dio cuenta de que este modelo era incorrecto y propuso uno nuevo: llegó a la conclusión de que en el átomo existía un núcleo en el que se encontraban las cargas positivas (protones) y, alrededor de este núcleo, se encontrarían los electrones (cargas negativas). Este modelo se conoce como modelo planetario.
Figura 2: Modelo atómico de Rutherford. El átomo está formado por un núcleo (que contiene los protones) alrededor del cual orbitan os electrones.
Más adelante, el mismo Rutherford descubrió una nueva partícula: el neutrón.
Experimento de Bohr
Ahora que ya conocemos un poco la historia de los modelos atómicos, veamos el experimento que llevó a cabo Bohr para llegar hasta su modelo atómico.
Como el modelo atómico de Rutherford comenzó a dar problemas, sobre todo porque en él no se incluían los neutrones, Bohr decidió llevar a cabo un experimento, con el fin de proponer un nuevo modelo.
Antes de llevarlo a cabo, Bohr ya tenía claro que los electrones se encontraban orbitando el núcleo del átomo, y sabía que estos no emitían ningún tipo de energía por sí solos (gracias a conclusiones sacadas de teorías formuladas por Rutherford y Planck). Sin embargo, Bohr observó que se producía una absorción y una emisión de energía en algunas ocasiones, que era provocada por el movimiento de electrones de una órbita a otra. Si el electrón se movía hacia una órbita de menor energía, emitía energía; mientras que si se movía hacia una órbita de mayor energía, debía absorberla.
La solución de Bohr para resolver los problemas que suponía el modelo de Rutherford fue proponer que los electrones orbitaban alrededor del núcleo del átomo, según la teoría atómica de Planck. Estos electrones se encontraban en distintos orbitales, con distintos niveles de energía; esto explicaría la absorción y emisión de energía, cuando pasan de un orbital a otro. Más adelante veremos cuáles son estos niveles de energía.
Características del modelo atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr se basa en la existencia de ciertos niveles de energía (orbitales/capas) en el átomo en los que los electrones pueden moverse sin perder energía. Al pasar de una órbita a otra, solamente pueden absorber o emitir las energías correspondientes a la diferencia de energía entre las órbitas.
Figura 3: Ejemplo del modelo atómico de Bohr: átomo de oxígeno.
Si comparas este modelo con el anterior, te darás cuenta de que los electrones se encuentran en niveles de energía específicos y orbitan alrededor del núcleo, en lugar de estar en un nivel y moverse en distintas direcciones.
Asimismo, Bohr nos permitió explorar más a fondo esta forma en la que se producen las reacciones químicas.
Aportes de Bohr
Bohr hizo una serie de aportes que fueron muy importantes para el avance de la química. En relación con los átomos, se destaca lo siguiente:
- Los protones (con carga positiva) y los neutrones (con carga neutra) se encuentran en el núcleo del átomo, en el centro. La masa es aportada, principalmente, por los protones.
- Los electrones (carga negativa) giran alrededor el núcleo, en distintas órbitas, con distintos niveles de energía.
- No hay estados intermedios entre los niveles de energía o capas del átomo. Cuando los electrones pasan de un nivel de energía a otro, se produce una absorción o liberación de energía.
- La energía de cada órbita o nivel de energía depende de su tamaño: la capa más pequeña —es decir, la más pegada al núcleo— es la que menor energía tiene; mientras que, a medida que las capas van aumentando de tamaño, la energía también aumenta.
- Relacionado con el punto anterior: cuando mayor es la capa, más electrones puede alojar.
Además, formuló tres postulados, que veremos a continuación:
Primer postulado de Bohr
Según el primer postulado de Bohr, los electrones se encuentran en órbitas circulares alrededor del núcleo, gracias a la fuerza eléctrica. Para que esto sea posible, la fuerza atractiva que les afecta debe ser igual a la fuerza centrípeta.
Segundo postulado de Bohr
Según el segundo postulado de Bohr, las únicas órbitas en las que se pueden encontrar los electrones son aquellas en las que el momento angular es un múltiplo entero de:
$$p=\frac{nh}{2\pi}$$
En esta fórmula:
- n: es el número cuántico principal y toma valores enteros. Indica la órbita en la que se encuentra el electrón.
- h: es la constante de Planck. Su valor es h =6.63 · 10-34J·s.
Tercer postulado de Bohr
Según el tercer postulado de Bohr, los electrones solamente emiten o absorben energía cuando saltan de una órbita a otra. Mientras el electrón permanezca en la misma órbita, su energía será constante.
Limitaciones del modelo atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr supuso un gran avance en la química; en concreto, en el conocimiento más profundo de la estructura del átomo. Sin embargo, este modelo tenía algunas no era del todo correcto:
- No podía explicar los espectros de emisión de los átomos que tenían más de un electrón, ni el efecto que los campos electromagnéticos les generan.
- Las órbitas de los electrones, según Bohr, eran circulares; sin embargo, según la mecánica cuántica, esto no era posible.
Niveles de energía
Los niveles de energía se corresponden con las capas atómicas de los elementos en las que se encuentran los electrones.
- Existen siete capas en las que pueden situarse los electrones y, normalmente, nos referimos a ellas con los números del 1 al 7. También se conocen como orbitales.
Además, existen cuatro tipos de subniveles de energía, o subcapas:
- s: Puede albergar hasta 2 electrones.
- p: Puede albergar hasta 8 electrones.
- d: Puede albergar hasta 18 electrones.
- f: Puede albergar hasta 32 electrones.
Para escribir correctamente la configuración electrónica de un elemento, nos basamos en el diagrama de Moeller, que es el siguiente:
Fig. 4: Diagrama de Moeller.
Fíjate en la dirección de las flechas. De acuerdo con el diagrama, los pasos a seguir son los siguientes:
- Primero, tenemos que fijarnos en el número de electrones que tiene el elemento.
- Posteriormente, empezamos llenando la primera capa que se nos indica con la flecha: la capa 1s2.
- A medida que vamos llenando una capa, pasamos a la siguiente. Ten en cuenta lo siguiente:
- Subcapa s: Puede albergar hasta 2 electrones.
- Subcapa p: Puede albergar hasta 8 electrones.
- Subcapa d: Puede albergar hasta 18 electrones.
- Subcapa f: Puede albergar hasta 32 electrones.
- Llenamos todas las capas hasta que hayamos completado todos los electrones.
Resolvamos algunos ejemplos sobre cómo representar la configuración electrónica de un elemento:
Escribe la representación de los niveles de energía del Litio (Li).
El número atómico del litio (Li) es 3 (Z=3). Al ser un elemento neutro, sabemos que tiene 3 electrones. De acuerdo con el diagrama de Moeller, su configuración electrónica es:
1s2 2s1
Escribe la configuración electrónica del fósforo (P).
El número atómico del fósforo (P) es 15 (Z=15), por lo que tiene 15 electrones. Basándonos en el diagrama de Moeller, su configuración electrónica es la siguiente:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Escribe la configuración electrónica del oxígeno reducido (O2-).
El número atómico del oxígeno (O) es 8. Gracias a su carga, la propia fórmula del elemento nos dice si tiene electrones de más o de menos. En este caso, al tener dos cargas negativas, sabemos que tiene dos electrones más que el oxígeno neutro; es decir, tiene 10. Por lo tanto, su configuración electrónica es la siguiente:
1s2 2s2 2p6
Escribe la configuración electrónica del calcio oxidado (Ca2+).
El número atómico del calcio (Ca) es 20. En este caso, el calcio tiene una carga +2, lo que indica que tiene dos electrones menos que el calcio neutro; es decir, tiene 18. Por lo tanto, su configuración electrónica es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
El átomo de hidrógeno
Como ya hemos visto, Bohr llevó a cabo experimentos para explicar la estructura del átomo y algunas de sus características. Se basó en el hidrógeno (H) para hacer su primer modelo atómico.
En un principio, comenzó con el modelo de Rutherford (el modelo planetario que vimos al principio del artículo), pero le agregó ciertas modificacione; es decir, añadió las órbitas con electrones alrededor del núcleo. El hidrógeno neutro solamente tiene un electrón, un neutrón y un protón. Pero, en este caso, Bohr no incluyó el neutrón; por eso, este modelo era muy sencillo: un protón rodeado por un electrón orbitando a su alrededor.
El problema de haberse basado en el átomo de hidrógeno es que es el átomo más sencillo y más pequeño que existe. Entonces, el modelo no era correcto para el resto de átomos. Esa es una de las principles limitaciones de su propuesta.
¿Cómo calcular la energía de transición usando el modelo atómico de Bohr?
Veamos un ejemplo para saber cómo podemos calcular la energía de transición usando el modelo atómico de Bohr:
Calcula la energía (en J) y la longitud de onda (en m) de la línea del espectro del hidrógeno que representa el movimiento de un electrón desde la órbita de Bohr con n=4 hasta la órbita con n=6
Para comenzar, es importante que tengamos en cuenta que el electrón comienza con n=4; por tanto, tenemos que n1 = 4.
Sabemos que el electrón llega al reposo en la órbita n = 6, por lo que n2 = 6.
La diferencia de energía entre los dos estados viene dada por la siguiente expresión:
$$\Delta E=E_{1}-E_{2}=2.179\cdot 10^{-18}(\frac{1}{n^{2}_{1}}-\frac{1}{n^{2}_{2}})$$
$$\Delta E=2.179\cdot 10^{-18}(\frac {1}{4^2}-\frac {1}{6^2})J$$
$$\Delta E=2.179\cdot 10^{-18}(\frac{1}{16}-\frac{1}{36})J$$
$$\Delta E=7.556\cdot 10^{-20}J$$
Esta diferencia de energía es positiva, lo que significa que un fotón entra en el sistema (se absorbbe) para excitar el electrón desde la órbita n=4 hasta la órbita n=6. La longitud de onda de un fotón con esta energía se halla mediante la expresión:
$$E=\frac{hc}{\lambda }$$
Por lo tanto:
$$\lambda =\frac{hc}{E}$$
$$\lambda =6.626\cdot 10^{-34}J\cdot s\cdot \frac{2.998\cdot 10^{8}m\cdot s^{-1}}{7.566\cdot 10^{-20}J}$$
$$\lambda =2.626\cdot 10^{-6}m$$
En consecuencia, la energía es de 7.566·10-20 J y la longitud de onda es de 2.626·10-6 m.
Con esto terminamos este tema. ¡Esperamos que ahora seas un experto en el modelo atómico de Bohr!
Modelo atómico de Bohr - Puntos clave
- Bohr se basó en los modelos atómicos de Thomson y Rutherford y en la física cuántica para diseñar su modelo atómico.
- El modelo atómico de Bohr se basa en la existencia de ciertos niveles de energía (orbitales/capas) en el átomo, en los que los electrones pueden moverse sin perder energía. Al pasar de una órbita a otra, los electrones solo pueden absorber o emitir las energías correspondientes a la diferencia de energía entre las órbitas.
- Según el primer postulado de Bohr, los electrones se encuentran en órbitas circulares alrededor del núcleo, gracias a la fuerza eléctrica. Para que esto sea posible, la fuerza atractiva que les afecta debe ser igual a la fuerza centrípeta.
- Según el segundo postulado de Bohr, las únicas órbitas en las que se pueden encontrar los electrones son aquellas en las que el momento angular sea un múltiplo entero de:$$p=\frac{nh}{2\pi}$$
- Según el tercer postulado de Bohr, los electrones solo emiten o absorben energía cuando saltan de una órbita a otra. Mientras el electrón permanezca en la misma órbita, su energía será constante.
- Los niveles de energía se corresponden con las capas de los átomos de los elementos en las que se encuentran los electrones. Existen siete capas en las que pueden situarse los electrones y normalmente nos referimos a ellas con los números del 1 al 7. También se conocen como orbitales.
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