Modelo atómico de Bohr

Foi introducido polo físico danés Niels Bohr no ano de 1913. Segundo este modelo, o átomo consiste nun pequeno núcleo no centro e en eléctrons que rodan en órbitas circulares ao redor do núcleo, similar ao sistema solar. Pero aquí, a forza de atracción é proporcionada por forzas electrostáticas en vez de forzas gravitatorias. O núcleo está positivamente cargado e os eléctrons están negativamente cargados. Ademais, Niels Bohr ilustrou que o núcleo positivamente cargado consiste en protóns e neutrones. Os protóns están positivamente cargados e os neutrones non teñen carga. Niels Bohr introduciu a teoría cuántica para superar as desvantaxes do modelo atómico de Rutherford. Segundo esta teoría –

1. Os eléctrons orbitan ao redor do núcleo en certas órbitas. Cada órbita ten un certo nivel de enerxía. Estas órbitas chámanse órbitas estacionarias. A órbita máis próxima ao núcleo ten un nivel de enerxía baixo e a órbita exterior ten un nivel de enerxía alto. Un electrón pode orbitar nun certo nivel de enerxía sen perder enerxía. Ao engadirse enerxía ao átomo, o electrón salta á órbita de nivel de enerxía superior. Por outro lado, cando o electrón salta da órbita de nivel de enerxía superior á órbita de nivel de enerxía inferior, o electrón libera a enerxía en paquetes pequenos. Estes paquetes pequenos chámanse quanta ou fotóns. A enerxía do fotón dáse por,
   

   Onde,
   ‘h’ é a constante de Planck,
   ‘υ’ é a frecuencia da luz (en Hz),
   ‘c’ é a velocidade da luz (en m/seg),
   ‘λ’ é a lonxitude de onda da luz emitida (en metros).

   

2. A forza centrípeta debido á atracción electrostática entre o núcleo positivamente cargado e o electrón negativamente cargado é igual á forza centrífuga do electrón movéndose en órbitas circulares.

3. O momento angular do electrón movéndose en órbitas circulares é múltiplo enteiro de
   
   Onde, n é un enteiro chamado número cuántico.

4. O raio da órbita é proporcional a n2 e a velocidade do electrón é inversamente proporcional a n. Estas suposicións levou a resultados que se atoparon correctos ao ser probados.

Este modelo tamén ten algúns defectos que se enumeran a continuación-

1. Aplica-se a un átomo de un electrón, é dicir, o átomo de hidróxeno. Non pode extenderse facilmente para explicar átomos máis complicados.

2. Non dá ningunha regra ou restrición respecto á transición dun electrón dunha órbita a outra.

3. Introduciu só un número cuántico n. Mentres que, a evidencia experimental sobre a estrutura fina das liñas espectrais suxire números cuánticos adicionais.

4. A explicación cuantitativa da ligazón química non pode explicarse polo modelo atómico de Bohr.

Declaración: Respete o orixinal, artigos boos merecen compartirse, se hai algún incumprimento, póñase en contacto para eliminar.