"MODELO DE BOHR".
En 1913 Niels Bohr propuso la idea del átomo nuclear con un nuevo esquema para explicar que los electrones p
ueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo no representa el átomo en sí, más bien explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.
Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar un modelo para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico, capaz de explicar la estabilidad de la materia y los aspectos de emisión y absorción directos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrogeno con un protón en el núcleo y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr parte conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que había 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.
Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde uno 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 solo 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 hidrogeno.
Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podía ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad honda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrodinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.
ueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo no representa el átomo en sí, más bien explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar un modelo para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico, capaz de explicar la estabilidad de la materia y los aspectos de emisión y absorción directos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrogeno con un protón en el núcleo y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr parte conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que había 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.
Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde uno 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 solo 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 hidrogeno.
Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podía ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad honda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrodinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.
Postulado de Bohr.
Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales en 1913. 
1. Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan solo un número finito de estas.
2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.
3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de luz cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas.
4. Las órbitas permitidas tienen valores discretos cuantizados del momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación.
El valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un mínimo radio de la órbita de electrón de 0.0529 mm. A esta distancia se le llama radio de Bohr.
Basándose en la constante de Planck consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.
En el primer postulado de Bohr establece que el momento angular de un electrón en cualquier órbita debe ser un múltiplo de:
Su segundo postulado establece que la energía absorbida o emitida por un átomo, es en cantidades discretas, igual a la diferencia entre los niveles de energía de un electrón. Conceptos dados por las siguientes ecuaciones:
1. Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan solo un número finito de estas.
2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.
3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de luz cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas.
4. Las órbitas permitidas tienen valores discretos cuantizados del momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación.
El valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un mínimo radio de la órbita de electrón de 0.0529 mm. A esta distancia se le llama radio de Bohr.
Basándose en la constante de Planck consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.
En el primer postulado de Bohr establece que el momento angular de un electrón en cualquier órbita debe ser un múltiplo de:
Su segundo postulado establece que la energía absorbida o emitida por un átomo, es en cantidades discretas, igual a la diferencia entre los niveles de energía de un electrón. Conceptos dados por las siguientes ecuaciones:
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