- El cálculo de Bohr produce un mapa preciso de los niveles de energía del átomo de hidrógeno
- los cambios en las órbitas electrónicas requieren la liberación o ganancia de energía en forma de fotones
- El átomo de Bohr explica perfectamente los espectros en las estrellas como huecos debido a la absorción de fotones en particular
longitudes de onda que coinciden con las órbitas electrónicas de los diversos elementos
- formulaciones más grandes explican todas las propiedades descritas por las leyes de Kirchoff
Planck había introducido su constante en 1900 en una fórmula que explicaba
Radiación de luz emitida por cuerpos calientes. Según la teoría clásica,
Deben producirse cantidades comparables de energía luminosa en todas las frecuencias.
Esto no solo es contrario a la observación sino que también implica lo absurdo
Como resultado, la energía total irradiada por un cuerpo calentado debe ser infinita.
Planck postuló que la energía solo puede ser emitida o absorbida en forma discreta
cantidades, que llamó quanta (la palabra latina para “cuánto”). los
la energía cuántica está relacionada con la frecuencia de la luz por un nuevo
constante fundamental, h. Cuando un cuerpo se calienta, su energía radiante en un
rango de frecuencia particular es, según la teoría clásica, proporcional
a la temperatura del cuerpo. Con la hipótesis de Planck, sin embargo, el
la radiación solo puede ocurrir en cantidades cuánticas de energía. Si el radiante
la energía es menor que la cantidad de energía, la cantidad de luz en ese
se reducirá el rango de frecuencia. La fórmula de Planck describe correctamente
radiación de cuerpos calentados. La constante de Planck tiene las dimensiones de
acción, que puede expresarse como unidades de energía multiplicadas por el tiempo,
unidades de momento multiplicadas por la longitud, o unidades de momento angular. por
ejemplo, la constante de Planck se puede escribir como h = 6.6×10 -34 joule
segundos.
Usando la constante de Planck, Bohr obtuvo una fórmula precisa para la energía
niveles del átomo de hidrógeno. Postuló que el momento angular de
el electrón está cuantizado, es decir, solo puede tener valores discretos. Él
asumió que de lo contrario los electrones obedecen las leyes de la mecánica clásica por
viajando alrededor del núcleo en órbitas circulares. Por el
cuantización, las órbitas de electrones tienen tamaños y energías fijas. los
Las órbitas están marcadas por un número entero, el número cuántico n.
Con su modelo, Bohr explicó cómo los electrones podrían saltar de una órbita a
otro solo emitiendo o absorbiendo energía en cuantos fijos. Por ejemplo,
Si un electrón salta una órbita más cerca del núcleo, debe emitir energía
igual a la diferencia de las energías de las dos órbitas. Por el contrario,
cuando el electrón salta a una órbita más grande, debe absorber un cuanto de
luz igual en energía a la diferencia en órbitas.
El modelo de Bohr básicamente
órbitas discretas asignadas para el electrón, múltiplos de la constante de Planck,
en lugar de permitir un continuo de energías como lo permite la clásica
física.
El poder en el modelo de Bohr era su capacidad para predecir los espectros de la luz emitida por los átomos.
En particular, su capacidad para explicar las líneas espectrales de los átomos como
absorción y emisión de fotones por los electrones en cuantificado
órbitas