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• cesar290464

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TEORIA DE NIELS BOHR Niels Bohr propuso un modelo de átomo cuyos principales postulados son: 1. Los electrones sólo pueden encontrarse en determinados y definidos niveles de energía. 2. Mientras los electrones se mantienen en un determinado nivel, no ganan ni pierden energía. 3. Los electrones pueden saltar de un nivel de mayor energía cuando el átomo la absorbe y a uno de menor energía cuando el átomo la desprende en forma de fotones. 4. Cuanto mayor sea el salto de los electrones de un nivel alto a uno bajo, más energética (de longitud de onda más corta) será la radiación emitida. N. Bohr estableció una serie de postulados (basados en la teoría de Planck y los datos experimentales de los espectros) que constituyen el modelo que lleva su nombre: 1.- Admitió que hay ciertas órbitas estables en las cuales los electrones pueden girar alrededor del núcleo sin radiar energía. Deduce que sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón es múltiplo entero de

2.- Introduce un número n, llamado número cuántico principal, que da nombre a las distintas órbitas del átomo.  El electrón, cuando emite energía cae de una órbita a otra más próxima al núcleo. Lo contrario ocurre si capta energía.

3.-

que

Como según la teoría electromagnética una carga acelerada tiene que irradiar energía, no puede haber ningún orbital permanente. Por eso, Bohr argumentaba no se podía perder energía continuamente, sino en cuantos (de acuerdo con la teoría de Planck) equivalentes a la diferencia de energía entre las órbitas posibles.

4.-Cuando a un átomo se le suministra energía y los electrones saltan a niveles más energéticos, como todo sistema tiende a tener la menor energía posible, el átomo es inestable y los electrones desplazados vuelven a ocupar en un tiempo brevísimo (del orden de 10-8) el lugar que dejasen vacío de menor energía, llamados niveles energéticos fundamentales. Así pues, ya tenemos una explicación de los espectros atómicos con el modelo de Bohr. Cuando un átomo es exitado por alguna energía exterior, algún electrón absorbe dicha energía pasando de un nivel energético fundamental a niveles de energía superior. Como, según Planck, la absorción de energía está cuantizada, la diferencia de energía entre ambos niveles será hv. El electrón absorbe solo una radiación de frecuencia v determinada mayor cuanto mayor sea el "salto" del electrón. Así, en el espectro de absorción aparecerá una banda continua con algunas rayas negras que corresponderán a aquellas frecuencias determinadas que los electrones han captado para pasar de un nivel a otro más energético. Como el átomo excitado es inestable, en un tiempo brevísimo el electrón desplazado volverá al nivel energético fundamental, emitiendo una energía de la misma frecuencia hv que absorbió anteriormente. Así, el espectro de emisión del elemento estará formado por líneas definidas, situadas en la misma longitud de onda que el espectro de emisión, separadas por zonas oscuras. Ello explica por qué los espectros de los vapores o gases (en los que nos encontramos los átomos o moléculas aislados sin interaccionar entre sí) son discontinuos. EXPERIENCIA Es un hecho experimental que cada elemento químico tiene su espectro atómico característico. Fue a partir de las series del hidrógeno, de las frecuencias de las distintas radiaciones emitidas, de donde Bohr dedujo los niveles de energía correspondientes a las órbitas permitidas. Sin embargo, al aplicar esta distribución de los niveles energéticos a otros elementos no se correspondían esos cálculos teóricos con los resultados experimentales de los espectros, que eran muchos más complejos. Incluso el mismo átomo de Hidrógeno con espectroscopios más precisos producía líneas que con el modelo de Bohr no se podía explicar.

CONTRADICCIONES Bohr, aunque retoma el aporte del concepto de núcleo, modificó para siempre el conocimiento aportado por Rutherford. Pero el gran cambio se presenta a partir del segundo postulado: las ideas en ese entonces novedosas de cuantización se introducen de una forma clara y sencilla, además, aparte de esto en el tercero se afirma de estados con movimiento sin emisión o absorción de energía, estos son los denominados niveles de energía, y el cuarto postulado emite juicio sobre la absorción o emisión de energía por movimiento entre niveles. Esta teoría concordaba con la realidad, pero para solo un átomo: el de Hidrogeno, cuyo único nivel de energía y único electrón hacen que el modelo funcione a cabalidad. El desarrollo de Niels, era un completo desastre en átomos de numero atómico grande, las predicciones no concordaban en lo mas minimo con las experimentaciones. Una de las grandes contradicciones era la determinación por se entonces de niveles intermedios de energía, ya que electrones del mismo nivel diferían en su energía, fue tal el desconcierto que la cuantización se estaba empezando a desechar, era una buena idea, pero no la correcta, decían muchos intelectuales de la época. Sin embargo, los principios preliminares cuánticos ya habían empezado a madurar hacia la futura Mecánica cuántica: la probabilidad hacia su aparición como fundamento del comportamiento microscópico, Werner Heisenberg postularía su gran principio, afirmando la no determinación simultanea de la velocidad y la posición de una partícula. Lo anterior implico que los aros planteados por Bohr no tenían sentido en un universo de incertidumbres, sería más correcto hablar de la probabilidad de hallar un electrón que hablar de su posición en una órbita. Es en este punto en el cual el átomo de Bohr es forzosamente replanteado, las órbitas características de este modelo son reemplazadas por el concepto aceptado hoy día: los orbitales moleculares, espacios donde la probabilidad de hallar un electrón es máxima. Un modelo merecedor del premio Nobel, es devaluado de forma explícita. Ahora el átomo es una partícula de probabilidades, su comportamiento exige de sí mismo un análisis matemático complejo. De la innovadora simpleza de una teoría como la de Bohr, nos adentramos en una en la cual la matemática tiene que recurrir exageradamente a las aproximaciones, dando resultados medianamente satisfactorios solo para el átomo de Hidrogeno. En si los cálculos del nuevo modelo llamado mecánico cuántico, son tan complicados, que aunque se acepta su veracidad del modelo, hoy en infinidad de clases, escritos, y publicaciones se representa el átomo tal y como nos lo presentó Bohr. Su simpleza lo hacen de uso masivo, por ende hablar de una total sustitución del átomo de Bohr, es desconocer su aceptación en la comunidad.