Modelo atómico de Bohr

Fue introducido por el físico danés Niels Bohr en el año 1913. Según este modelo, el átomo consta de un pequeño núcleo en el centro y electrones que giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, similar al sistema solar. Sin embargo, la fuerza de atracción es proporcionada por fuerzas electrostáticas en lugar de fuerzas gravitacionales. El núcleo está cargado positivamente y los electrones están cargados negativamente. Además, Niels Bohr ilustró que el núcleo cargado positivamente consta de protones y neutrones. Los protones están cargados positivamente y los neutrones no tienen carga. Niels Bohr introdujo la teoría cuántica para superar las deficiencias del modelo atómico de Rutherford. Según esta teoría –

1. Los electrones giran alrededor del núcleo en ciertas órbitas. Cada órbita tiene un nivel de energía determinado. Estas órbitas se llaman órbitas estacionarias. La órbita cercana al núcleo tiene un nivel de energía bajo y la órbita externa tiene un nivel de energía alto. Un electrón puede girar en un cierto nivel de energía sin perder ninguna energía. Al agregar energía al átomo, el electrón salta a una órbita de nivel de energía más alto.
   Por otro lado, cuando el electrón salta de una órbita de nivel de energía más alto a una órbita de nivel de energía más bajo, el electrón libera la energía en pequeños paquetes. Estos pequeños paquetes se llaman cuantos o fotones. La energía del fotón se da por,
   

   Donde,
   ‘h’ es la constante de Planck,
   ‘υ’ es la frecuencia de la luz (en Hz),
   ‘c’ es la velocidad de la luz (en m/seg),
   ‘λ’ es la longitud de onda de la luz emitida (en metros).

   

2. La fuerza centrípeta debido a la atracción electrostática entre el núcleo cargado positivamente y el electrón cargado negativamente es igual a la fuerza centrífuga del electrón moviéndose en órbitas circulares.

3. El momento angular del electrón moviéndose en órbitas circulares es un múltiplo entero de
   
   Donde, n es un número entero llamado número cuántico.

4. El radio de la órbita es proporcional a n2 y la velocidad del electrón es inversamente proporcional a n. Estas suposiciones llevaron a resultados que se han encontrado correctos al ser probados.

Este modelo también tiene algunas deficiencias que se enumeran a continuación-

1. Se aplica a un átomo con un solo electrón, es decir, el átomo de hidrógeno. No se puede extender fácilmente para explicar átomos más complicados.

2. No proporciona ninguna regla o restricción sobre la transición de un electrón de una órbita a otra.

3. Introduce solo un número cuántico n. Mientras que, la evidencia experimental concerniente a la estructura fina de las líneas espectrales sugiere números cuánticos adicionales.

4. La explicación cuantitativa del enlace químico no puede ser explicada por el modelo atómico de Bohr.

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