La teoría atómica de Bohr

Los electrones que giran en órbitas estacionarias no absorben ni emiten energía durante su movimiento. Los electrones pueden absorber o emitir energía cuando saltan de una órbita a otra de distinto radio.

La teoría atómica de Bohr explica bien la estructura del átomo de hidrógeno y su espectro electrónico, pero posee varios inconvenientes, como son, su aplicabilidad exclusiva a átomos hidrogenoides (de un sólo electrón) y el suponer una mezcla, un tanto arbitraria, de la física clásica y de la física cuántica. Para poder explicar estos efectos se amplió la teoría de Bohr y dando lugar al modelo de Bohr-Sommerfeld, en el que las órbitas de los electrones no sólo son circulares sino también elípticas y en ellas aparecen los números cuánticos l y m.

En 1924 De Broglie presenta su teoría denominada dualidad onda-partícula: una partícula lleva asociada siempre una onda. La longitud de onda λ (distancia entre dos máximos consecutivos de la onda) es inversamente proporcional al momento lineal p de la partícula, de acuerdo con la siguiente expresión:

λ = h/p → p = h/λ

De esta relación se deduce que cuanto mayor sea el momento lineal de la partícula menor será la longitud de onda que lleva asociada. Una consecuencia más importante de la naturaleza dual de la materia es el principio de incertidumbre de Heisemberg, enunciado en 1927. Dicho principio sostiene que es imposible especificar, simultáneamente y con exactitud, la posición y el momento lineal de una partícula, y se expresa matemáticamente de la forma siguiente:

(Δp)(Δx) ≥ h/4π

Según este principio no es posible atribuir al electrón órbitas precisas alrededor del núcleo, porque ello implicaría el conocer exactamente la posición y la velocidad del electrón en cada instante. En consecuencia, para discutir el movimiento del electrón, con una energía dada o velocidad conocida, alrededor del núcleo es necesario hablar en términos de probabilidad de encontrar a dicho electrón en una determinada posición.

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