Modelo Atómico de Bohr y Números Cuánticos Fundamentales

Postulados de la Teoría Atómica de Bohr

1. Los átomos tienen un núcleo donde se encuentran los protones y alrededor del cual giran los electrones en determinadas órbitas circulares y estables. Además, se postula que los electrones no emiten energía en su movimiento.
2. Las órbitas permitidas para el electrón – aquellas que cumplen el criterio de estabilidad – son las que hacen que su momento angular sea un número entero de veces la cantidad h/2π, según la ecuación:

mvr = n (h/2π)

donde h es la constante de Planck, y n es el número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, 3 para la tercera, y así sucesivamente.

3. Los electrones pueden pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía en forma de radiación electromagnética – cuantos de luz o fotones –. La energía de los fotones absorbidos, si los electrones pasan a una órbita más externa, o emitidos, si lo hacen de una externa a otra más interna, es igual a la diferencia de energía (ΔE) entre dichas órbitas.

Es decir:

ΔE = hν

donde ν es la frecuencia de la radiación absorbida o emitida.

Limitaciones del Modelo 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, como el He⁺ o el Li²⁺, pero presentaba complicaciones insuperables cuando se trataba de átomos multielectrónicos, es decir, con más de un electrón.
• Con la mejora de los métodos espectroscópicos aparecieron nuevas líneas espectrales que el modelo de Bohr era incapaz de justificar.
• Si bien se establece que las órbitas son estables y que los electrones no emiten energía al girar alrededor del núcleo, no se justifica por qué esto es así, lo que pone de relieve que el electromagnetismo clásico no tiene respuestas para los fenómenos cuánticos a escala atómica.
• Los principios de la mecánica cuántica, más concretamente la dualidad onda-corpúsculo y el principio de incertidumbre, terminaban con la idea de órbita como un lugar concreto en el que deberían encontrarse los electrones.

Significado de los Números Cuánticos

• El número cuántico principal, n, indica la capa o nivel de energía.
• El número cuántico secundario o azimutal, l, indica los subniveles de energía (tipos de orbitales) que puede haber en cada capa y el tipo de cada orbital. Cada tipo está representado por una letra minúscula.
• El número cuántico magnético, m, indica el número de orbitales de cada tipo que hay en cada capa o nivel. Existen tantos orbitales de un mismo tipo como posibles valores de m.
• El número cuántico de espín, s, representa el momento magnético intrínseco del electrón. Puede adoptar dos valores: +1/2 y -1/2.

El máximo número de electrones que pueden llenar un nivel viene determinado por la siguiente expresión: 2n²