El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado
del átomo que Bohr propuso en 1913 para explicar cómo los electrones
pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo
planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto
físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de
ecuaciones.
Bohr se dio cuenta de que para construir un modelo atómico satisfactorio
tenía que incluir de alguna manera el cuanto de energía de
Planck-Einstein. Bohr resumió en varios puntos los supuestos que
introdujo para explicar la constitución de su átomo, como resultado de
aplicar los principios de Planck al átomo de Rutherford:
La energía no era emitida o absorbida en la forma continua que había
supuesto la física clásica, sino solamente durante la transición de los
electrones entre dos estados estacionarios.
Aunque el equilibrio de los átomos en el estado estacionario venía
gobernado por las leyes ordinarias de la mecánica, dichas leyes no eran
de aplicación en el paso de un estado estacionario a otro.
La radiación emitida era un cuanto de energía de Planck.
Los estados estacionarios venían determinados por la energía emitida y el giro del electrón.
El estado permanente de un átomo es en el que la energía emitida en su formación es máxima.
Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que
lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de
explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y
absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de
hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un
electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo
atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que
habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y
Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía
utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la
materia.
En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del
núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más
cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una
partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo
que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes
de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones
solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales
caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces
identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en
adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.
Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba
cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de
Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a
las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en
el átomo de hidrógeno.
Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que
empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles
electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con
distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y
por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar
a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía
que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de
origen.
Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser
explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de
Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr
junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger
descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica
Postulados de Bohr
En 1913 Niels Bohr, desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales:
Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de
energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un
número finito de éstas.
Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.
El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o
absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a
la diferencia de energía entre ambas órbitas.
Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del
momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación:
Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal.
La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor
corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A
esta distancia se le denomina radio de Bohr. Un electrón en este nivel
fundamental no puede descender a niveles inferiores emitiendo energía.
Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la
hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están
descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una
representación que describe las partes que tiene un átomo y como están
dispuestas para formar un todo.
