La Teoría Atómica de Bohr: Fundamentos y Evolución Cuántica

Introducción al Modelo de Bohr

En 1913, Niels Bohr aplicó la teoría cuántica al átomo de Rutherford y propuso un modelo para el átomo de hidrógeno que permitió explicar su espectro de emisión y de absorción. Con ello, elaboró una teoría fundamental para la química cuántica.

Postulados Clave de la Teoría de Bohr

1. El electrón se mueve en torno al núcleo en ciertas capas u órbitas circulares llamadas niveles energéticos principales o niveles cuánticos principales.
2. Mientras el electrón se mueve en un mismo nivel energético, no absorbe ni emite energía: se dice que el electrón se encuentra en estado estacionario.
3. La energía del electrón en cada nivel energético es la suma de su energía cinética y de su energía potencial eléctrica.
4. La energía total del electrón no puede tener cualquier valor, sino ciertos valores permitidos, bien determinados. Esto equivale a decir que la energía está cuantizada.
5. En cada nivel energético le corresponde un número natural n = 1, 2, 3, 4... llamado número cuántico principal. El nivel más cercano al núcleo es el n = 1, al que corresponde una energía menor.
6. Cuando el electrón se encuentra en el estado de energía más bajo posible, se dice que está en estado fundamental. En este estado, el átomo es estable. Los otros estados se denominan estados excitados.
7. Cuando un electrón pasa de un nivel cuántico de más energía a otro de menor energía, no emite energía gradualmente, sino de una sola vez, de manera discontinua y cuantizada, en forma de un fotón. Su valor es igual a la diferencia de energías entre los dos niveles cuánticos.
8. El paso de un electrón de un nivel a otro de energía se denomina transición electrónica. La energía emitida o absorbida en cada transición electrónica es igual a la energía de un quantum o fotón.

Interpretación del Espectro de Emisión del Hidrógeno

Bohr dio una explicación razonada para la discontinuidad de los espectros de emisión del átomo de hidrógeno, mediante las transiciones electrónicas desde unos niveles cuánticos a otros, utilizando las distintas series.

• Los electrones de los átomos tienen diversos niveles de energía.
• La transición entre dos niveles de energía se realiza por absorción o emisión de un fotón.

Ampliación y Limitaciones de la Teoría de Bohr

La teoría de Bohr no solo explica el espectro del átomo de hidrógeno, sino que se puede ampliar a cualquier elemento con un solo electrón, como por ejemplo los iones hidrogenoides He⁺, Li²⁺ o Be³⁺. Sin embargo, no ocurre lo mismo con los espectros de los átomos polielectrónicos.

Contribuciones de Sommerfeld y Zeeman

Arnold Sommerfeld amplió los trabajos de Bohr sobre el átomo de hidrógeno y admitió que, además de órbitas circulares, podían existir órbitas elípticas, también cuantizadas. Asignó a cada una un número cuántico. Este número se denomina número cuántico secundario o azimutal y se representa con la letra l.

Pieter Zeeman, al analizar la luz procedente de una lámpara de hidrógeno situada dentro de un campo magnético intenso, descubrió que ciertas rayas espectrales se desdoblaban en varias. Este fenómeno es llamado efecto Zeeman. Este efecto permitió establecer que las órbitas de los electrones tienen diferente orientación en el espacio. El número cuántico que determina la orientación de las órbitas en el espacio se denomina número cuántico magnético y se simboliza con la m.

Conclusión: Hacia un Modelo Atómico Más Completo

En resumen, los hechos experimentales obligaron a modificar el modelo atómico de Bohr, ya que indicaban que el estado energético del electrón no queda bien determinado únicamente con el número cuántico principal, sino que para precisar el estado energético del electrón en el átomo de hidrógeno se requieren cuatro parámetros, es decir, cuatro números cuánticos.