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.

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

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

Segundo postulado de Bohr

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

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

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:

1. Primero, tenemos que fijarnos en el número de electrones que tiene el elemento.
2. Posteriormente, empezamos llenando la primera capa que se nos indica con la flecha: la capa 1s².
3. 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.
4. Llenamos todas las capas hasta que hayamos completado todos los electrones.

Resolvamos algunos ejemplos sobre cómo representar la configuración electrónica de un elemento:

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:

Con esto terminamos este tema. ¡Esperamos que ahora seas un experto en el modelo atómico de Bohr!