El Modelo Atómico de Bohr: Principios, Limitaciones y Evolución Cuántica

El Modelo Atómico de Bohr

Desde que apareció el modelo de Rutherford, quedó claro que el átomo está formado por un núcleo y una corteza electrónica. El siguiente avance lo llevó a cabo Bohr al aplicar al átomo de hidrógeno las nuevas ideas sobre la cuantización de la energía. Los principios en que se basa este modelo son:

• El electrón se mueve alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. El espacio que rodea el núcleo está cuantizado, es decir, hay zonas permitidas, llamadas niveles, y otras que no lo son.
• n recibe el nombre de número cuántico principal y define los niveles alrededor del núcleo; esto significa que la energía de las órbitas y sus radios están cuantizados.
• Siempre que un átomo absorbe o emite energía, lo hace mediante cuantos completos de valor h · ν, y es como consecuencia de que el electrón experimenta un tránsito entre niveles.

El modelo propuesto por Bohr daba explicación a los espectros de emisión de los elementos y respaldaba teóricamente la expresión empírica obtenida por Rydberg. Este modelo no explicaba algunas propiedades de los elementos y su hipótesis fundamental carecía de respaldo teórico.

Fenómenos no Explicados por el Modelo de Bohr

Se observaron dos fenómenos a los que no se podía dar explicación con el modelo original:

• Algunas líneas del espectro son en realidad dos, tres o más.
• P. Zeeman observó que cada una de las líneas espectrales se desdoblaba en dos cuando la muestra se sometía a un campo magnético muy intenso, hecho que se conoce como efecto Zeeman.

Modificaciones al Modelo Atómico de Bohr

Para abordar estas limitaciones, se propusieron las siguientes modificaciones:

• Sommerfeld sugirió que el electrón podía describir no solo órbitas circulares sino también elípticas alrededor del núcleo en un mismo nivel energético. Propuso que la energía del electrón depende de dos números cuánticos: el número cuántico principal, n, y otro definido por la excentricidad de la órbita (número cuántico orbital o secundario), que se designó por I.
• El efecto Zeeman obligó a involucrar un tercer número cuántico, al que se llamó número cuántico magnético, m, definido por las orientaciones de la órbita del electrón en el espacio.
• Goudsmit y Uhlenbeck propusieron la rotación del electrón sobre sí mismo (espín electrónico), que definiría un cuarto número cuántico: el número cuántico de espín, S.