1913, NIELS BOHR
Tomando como base, el conocimiento que se tenía hasta
entonces sobre espectros electromagnéticos, la teoría cuántica y el efecto
fotoeléctrico, elaboró un conjunto de postulados que explican el comportamiento
de los electrones dentro de un átomo, por qué los electrones no se proyectaban
hacia el núcleo, por qué el átomo de hidrógeno solo emite o absorbe ciertas
ondas electromagnéticas, por qué se presenta el efecto fotoeléctrico, a qué se
debe la estabilidad de los átomos, así también explicaba algunas propiedades
físicas de los átomos como el tamaño, energía de ionización, etc.
Experimento
En este modelo los electrones giran en órbitas
circulares alrededor del núcleo; los electrones ocupan la órbita de menor
energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo. Estas órbitas
determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel
de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para
volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la
misma energía absorbida.
Postulados
1.- Los electrones se mueven alrededor del núcleo en
órbitas circulares estables.
Se concibe al átomo como un sistema planetario, donde
el núcleo y los electrones, hacen las veces del sol y los planetas
respectivamente; de ello, se deduce que mientras más cerca esté la órbita del
núcleo , mayor es la energía que posee el electrón.
2. Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, dicha
transición va acompañada de la absorción o emisión de una cantidad definida de
energía (en forma de onda electromagnética), cuya magnitud es igual a la
diferencia de energía entre las dos órbitas.
3. Un electrón ubicado en una órbita permitida se
encuentra en un nivel de energía permitido; por lo tanto, el electrón no
irradia energía y permanece estable en dicha órbita (la energía del electrón es
constante).
Aportaciones
La teoría de Bohr explica el origen del espectro de
líneas, ya que un electrón solo puede absorber o emitir las ondas
electromagnéticas que llevan asociadas las energías necesarias para realizar
los saltos de una órbita a otra; además, dicha teoría también permite explicar
el efecto fotoeléctrico, la energía de ionización y la constante de Rydberg
para el átomo de hidrógeno
Bohr en su teoría explica el comportamiento de un
electrón en el átomo de hidrógeno, en donde el electrón gira alrededor del
núcleo en una órbita circular fija. Conservando las
ideas de Rutherford acerca de un núcleo con cargas positivas, (en el caso del
hidrógeno se trata de un solo protón) permitiendo ocupar la órbita de menor
energía posible o lo que es más fácil de comprender, la órbita más cercana al
núcleo.
Limitaciones
Una de las limitaciones del modelo es que no explica totalmente los espectros de los átomos que poseen más de un electrón, es decir, la teoría sólo se aplica para los átomos con un solo electrón (átomos hidrogenoides); ya que si el átomo tiene más de un electrón, se tendría que contemplar la fuerza de repulsión que existiría entre los electrones.