Modelo Atómico de Bohr y Mecánica Cuántica: Números Cuánticos y Espectros

Modelo Atómico de Bohr

1º Postulado: En un átomo, los electrones giran alrededor del núcleo en ciertas órbitas circulares estacionarias con una energía fija y definida, sin emitir ni absorber energía.

2º Postulado: Solo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón, L, es un múltiplo entero de h/2π.

3º Postulado: El átomo emite energía cuando un electrón cambia de una órbita de mayor energía a otra de menor energía. Esta energía se emite en forma de una onda electromagnética cuya frecuencia cumple la condición cuántica de Planck.

Aciertos del Modelo de Bohr

• Se podían calcular las longitudes de onda asociadas a las rayas espectrales del hidrógeno.
• Justificaba la estabilidad del átomo mediante la existencia de órbitas estacionarias.
• Permitía deducir valores para los radios de las órbitas y para sus energías.

Inconvenientes del Modelo de Bohr

• No era posible explicar los espectros de los átomos y/o iones con más de un electrón.
• No podía explicar los espectros del hidrógeno en presencia de campos magnéticos externos (efecto Zeeman).
• Mezclaba ideas clásicas para determinar el movimiento del electrón con ideas cuánticas.

De Broglie

Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda electromagnética cuya longitud de onda viene dada por la expresión: λ = h/mv.

Conclusiones de De Broglie

• La longitud de onda del electrón tiene que estar relacionada con la circunferencia de su órbita.
• El electrón debía ser una onda que se interfiere a sí misma. Solo si la interferencia de la onda es constructiva (resonancia), la órbita electrónica puede mantenerse estable.

Números Cuánticos

Número cuántico principal (n): Indica el nivel energético en el que se encuentra el electrón, así como el tamaño del orbital (1, 2, 3...).

Número cuántico secundario o del momento angular (l): Determina la forma de los orbitales (0, 1, 2, 3…n-1).

Número cuántico magnético (ml): Determina la orientación espacial del orbital (-l, 0, l).

Número cuántico magnético de espín (ms): Describe los detalles de los espectros de emisión de los átomos polielectrónicos (-1/2, 1/2).

Principio de Exclusión de Pauli

En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los valores de los cuatro números cuánticos iguales.

Teoría de Planck

La energía emitida o absorbida solo puede tomar como valores aquellos que son múltiplos de una cantidad discreta de energía denominada cuantos. Cuerpos negros son aquellos que absorben toda la luz que incide sobre ellos, pero que, dependiendo de su temperatura, pueden emitir radiación.

Tipos de Espectros

Origen de la luz: Espectro de emisión, espectro de absorción.

Aspecto del espectro obtenido: Continuo (sólidos y líquidos), discontinuo (de bandas: moléculas gaseosas; de líneas: átomos gaseosos).

Espectro

Resultado del análisis de las distintas frecuencias que integran una radiación electromagnética compleja.

Onda

Es la propagación de una perturbación vibracional en la que se transmite energía. Características: longitud de onda, amplitud, frecuencia (número de ondas que pasan por un punto en la unidad de tiempo) y velocidad de propagación.

Modelo de Rutherford

Modelo atómico del budín de pasas.