Modelos Atómicos y Fenómenos Cuánticos: Bohr, Sommerfeld y Números Cuánticos
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Limitaciones del Modelo Atómico de Bohr
El modelo de Bohr constituía un buen punto de partida para el átomo de hidrógeno y para otros iones con un solo electrón, pero presentaba complicaciones insuperables cuando se trataba de átomos multielectrónicos.
Con la mejora de los métodos espectroscópicos, aparecieron nuevas rayas espectrales que este modelo era incapaz de justificar.
Las órbitas son estables y los electrones no emiten energía al girar alrededor del núcleo, así que no se justifica por qué esto es así. El modelo no tiene respuestas para los fenómenos cuánticos a escala atómica.
Los principios de la mecánica cuántica, la dualidad onda-corpúsculo y el principio de incertidumbre, terminan con la idea de órbita como un lugar concreto en el que deberían encontrarse los electrones.
Modelo Atómico de Sommerfeld: La Introducción de Órbitas Elípticas
Se fue observando que algunas de las rayas originales, que habían sido explicadas mediante el modelo atómico de Bohr, eran en realidad multipletes. Por lo que a Sommerfeld se le ocurrió que cada órbita de Bohr constaba en realidad de varias órbitas, o, más exactamente, de varios tipos de órbitas, que se diferenciaban en la forma en la que los electrones orbitaban alrededor del núcleo. Supuso que siempre habría una órbita circular.
Por ello, matemáticamente, estas órbitas se representan mediante un nuevo número cuántico, simbolizado por la letra l y llamado número cuántico secundario o azimutal.
Efectos Zeeman y de Espín: La Influencia Magnética y el Giro Electrónico
El Efecto Zeeman
En 1896, Pieter Zeeman observó que el espectro atómico de una muestra inmersa en un campo magnético contenía nuevas rayas, originadas por el desdoblamiento de las originales. Este efecto fue explicado por el físico Hendrik Antón Lorentz, quien sugirió que era debido a que en cada capa energética existían diferentes órbitas con una orientación espacial distinta.
Para explicar esta diferencia en el modo de orbitar en el nivel, se introdujo un nuevo número cuántico (magnético) que podía adoptar los valores que van desde +l a -l, y pasando por cero, siendo su símbolo m.
El Efecto de Espín
Ya en 1922, Stern y Gerlach observaron un nuevo desdoblamiento que se producía siempre al realizar los espectros dentro de un campo magnético. Cada una de las rayas descritas antes era un doblete, compuesta por dos rayas muy próximas. Por lo tanto, para justificar este efecto, sugirieron que los electrones, además de girar en torno al núcleo, tienen un movimiento de rotación sobre sí mismos, que se denominó efecto espín.
Ese giro de una carga eléctrica crea un campo magnético que interfiere con el externo y hace que la energía sea ligeramente distinta según los electrones roten en sentido horario o antihorario. Por ello, se introdujo el número de espín, representado por la letra s o ms y que toma los valores de +1/2 o -1/2.