Teoría de Bohr del Átomo de Hidrógeno

Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:
 

1. El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.
2. Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.
3. Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.

El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr
ØEl átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.
Ø El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.
Ø Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.

En la  simulación puedes elegir la órbita de giro del electrón. Observa cómo las energías de las órbitas más exteriores son mayores que las de las órbitas más interiores. "r" es el radio de la órbita.

Posteriormente, Sommerfeld corrigió el modelo atómico de Bohr, admitiendo la existencia de órbitas circulares. Pero a pesar de las correcciones de Sommerfeld, el modelo atómico de Bohr no explicaba todas las observaciones experimentales. Se imponía un cambio, un nuevo modelo, y este llegó de la mano de la Mecánica Cuántica.

 

 

 

 

 

 

 

Los espectros atómicos.

Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda.

Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.

Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción).

Series espectrales.

Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida:

·       Serie Lyman:        zona ultravioleta del espectro.

·       Serie Balmer:       zona visible del espectro.

·       Serie Paschen     zona infrarroja del espectro.

·       Serie Bracket:      zona infrarroja del espectro.

·       Serie Pfund:         zona infrarroja del espectro.

Ley de Rydberg. ·

La relación entre las longitudes de onda de las distintas rayas del espectro del hidrógeno viene dada por la expresión:

1/l = RH · [(1/n12) - (1/n22)]

Donde n1 y n2 son números naturales, cumpliéndose siempre que  n2 > n1, con lo que el paréntesis queda positivo. R es una constante llamada constante de Rydberg cuyo valor es: R = 1,0968 x 107 m–1.

·       Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5, ...           Serie Lyman

·       Si n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6, ...           Serie Balmer

·       Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7, ...           Serie Paschen

·       Si n1 = 4; n2 = 5, 6, 7, 8, ...           Serie Bracket

·       Si n1 = 5; n2 = 6, 7, 8, 9, ...           Serie Pfund .

 

Serie nf ni Región del espectro
Lyman 1 2,3,4,... Ultravioleta
Balmer 2 3,4,5,... Visible y UV
Paschen 3 4,5,6,... Infrarrojo
Brackett 4 5,6,7,... Infrarrojo

 

Bohr, basándose en la interacción electrostática y en las leyes del movimiento de Newton demostró que la energía que tiene el electrón en el átomo de hidrógeno viene dado por:

Donde RH la constante de Rydberg tiene un valor de:    RH = 2,18· 10 -18 J

La variación de energía de una transición vendrá dada, según la ecuación de Planck por:

donde h es la constante de Planck: h=6,63·10-34 J·s

Series espectrales