· Los electrones rodean al núcleo no como una nube desorganizada, sino en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía
· Cada una de esas órbitas, que se corresponde con un nivel energético dado, recibe el nombre de número cuántico principal y se representa con la letra “n”. (En el caso del átomo del hidrógeno, que es el que investigó en profundidad Bohr, estos van del 1 al 7).
· Cada capa solo puede dar cabida a un número de electrones equivalentes a 2n2. Así, el número máximo de electrones para la primeras cuatro capas es 2, 8, 18 y 32. Los elementos de la tabla periódica ubicados en la misma columna tienen el mismo número de electrones en su última capa.
· Los electrones giran en esas órbitas estacionarias sin emitir energía (Primer postulado de Bohr)
· Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas para las cuales el momento angular L del electrón es un múltiplo entero de h/2π, siendo “h” la constante de Planck (Segundo postulado de Bohr). La expresión final es: m*r*v=n * h/2π, donde m=masa del electrón; r=radio de la órbita, v=velocidad del electrón; n=número cuántico principal y h= constante de Planck (6.6256·10-34 J s). A medida que n aumenta, también se incrementa la energía del electrón y, en promedio, el electrón se encuentra más alejado del núcleo.
· Cuando un electrón salta desde un nivel más interno hacia un nivel más externo hay absorción de energía, mientras que cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna hay emisión de energía. Dichos saltos se producen de forma espontánea y no hay pasaje del electrón por ninguna órbita intermedia, por eso se dice que los electrones solo pueden dar saltos cuánticos.
· En ambos casos, lo que se absorbe o se emite es energía electromagnética bajo la forma de fotones de luz (Tercer postulado de Bohr). La energía absorbida o liberada responde a la fórmula: E2-E1=h x v.
· Los electrones rodean al núcleo no como una nube desorganizada, sino en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía
· Cada una de esas órbitas, que se corresponde con un nivel energético dado, recibe el nombre de número cuántico principal y se representa con la letra “n”. (En el caso del átomo del hidrógeno, que es el que investigó en profundidad Bohr, estos van del 1 al 7).
· Cada capa solo puede dar cabida a un número de electrones equivalentes a 2n2. Así, el número máximo de electrones para la primeras cuatro capas es 2, 8, 18 y 32. Los elementos de la tabla periódica ubicados en la misma columna tienen el mismo número de electrones en su última capa.
· Los electrones giran en esas órbitas estacionarias sin emitir energía (Primer postulado de Bohr)
· Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas para las cuales el momento angular L del electrón es un múltiplo entero de h/2π, siendo “h” la constante de Planck (Segundo postulado de Bohr). La expresión final es: m*r*v=n * h/2π, donde m=masa del electrón; r=radio de la órbita, v=velocidad del electrón; n=número cuántico principal y h= constante de Planck (6.6256·10-34 J s). A medida que n aumenta, también se incrementa la energía del electrón y, en promedio, el electrón se encuentra más alejado del núcleo.
· Cuando un electrón salta desde un nivel más interno hacia un nivel más externo hay absorción de energía, mientras que cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna hay emisión de energía. Dichos saltos se producen de forma espontánea y no hay pasaje del electrón por ninguna órbita intermedia, por eso se dice que los electrones solo pueden dar saltos cuánticos.
· En ambos casos, lo que se absorbe o se emite es energía electromagnética bajo la forma de fotones de luz (Tercer postulado de Bohr). La energía absorbida o liberada responde a la fórmula: E2-E1=h x v.