Modelos Atómicos y Principios Fundamentales de la Cuantización

Modelos Atómicos Fundamentales y Principios Cuánticos

Modelos Atómicos Clásicos

• Modelo de Thomson: Propuso una esfera sólida uniforme de materia cargada positivamente, donde los electrones estarían incrustados en su interior, de tal manera que el conjunto fuera eléctricamente neutro. Este modelo es conocido como el "pudín de pasas".
• Modelo de Rutherford: Los electrones orbitaban de forma circular en torno a un núcleo positivo, imitando al sistema planetario. Este modelo introdujo el concepto de un núcleo atómico denso y pequeño.

El Modelo Atómico de Bohr y sus Postulados

Niels Bohr fue el primero en presentar un modelo sencillo del átomo que explicaba la aparición de espectros lineales. Sus postulados clave fueron:

• El radio del electrón está cuantizado. El electrón en un átomo tiene ciertos estados estacionarios con una energía fija.
• Al estar el electrón en uno de estos estados, no irradia energía; solo lo hace al desplazarse de un nivel a otro (emitiendo o absorbiendo un fotón de energía hv).
• El electrón se desplaza en órbitas circulares alrededor del núcleo.
• Los estados electrónicos permitidos son aquellos en los cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π (donde h es la constante de Planck).

Limitaciones del Modelo de Bohr

• Solo es aplicable al átomo de hidrógeno (H) y no a átomos multielectrónicos.
• No explica la subdivisión de cada una de las líneas espectrales (estructura fina).
• Al moverse el electrón de manera acelerada, produce un campo magnético. Al colocar el átomo frente a un campo magnético externo, la orientación de las órbitas (x, y, z) no será la misma, pues dependerá de la orientación del campo magnético externo, alterando sus líneas espectrales (efecto Zeeman).

Descubrimientos y Observaciones Explicadas por la Cuantización

• Los espectros de gases son discontinuos.
• Los espectros de emisión coinciden con los de absorción, porque el electrón que asciende está restringido a ciertos niveles de energía, y la energía que emite al descender coincide con la energía que absorbe cuando pasa de una capa a otra.
• La existencia de series espectrales (como las series de Balmer, Lyman, Paschen).
• Las líneas de las series espectrales se agrupan a mayores energías (o frecuencias).

Fundamentos de la Mecánica Cuántica

Espectros Atómicos y Cuantización de la Energía

Los espectros son el resultado de la descomposición de la radiación emitida o absorbida por un cuerpo.

• Los espectros de sólidos y líquidos al calentarse son continuos.
• En estado gaseoso, los espectros son discontinuos.

Esto ocurre porque la energía del electrón está cuantizada, es decir, no puede tomar todos los valores posibles, sino solo niveles discretos.

Hipótesis de Planck y la Cuantización de la Radiación

Max Planck demostró que la radiación emitida por los cuerpos incandescentes estaba cuantizada. Los cuerpos sólidos, al tener muchos osciladores, emiten radiación. La vibración de estos osciladores no puede ser arbitraria porque la energía está cuantizada, es decir, está en función de la frecuencia del oscilador (E = hv).

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

El Principio de Incertidumbre de Heisenberg es la limitación fundamental al describir simultáneamente el comportamiento de las partículas en términos de conceptos básicos como la posición y el momento (o velocidad). Establece que no se pueden conocer con precisión arbitraria y simultáneamente ciertos pares de propiedades físicas, como la posición y el momento de una partícula.

Principios de la Configuración Electrónica

Principio de Exclusión de Pauli

Según el Principio de Exclusión de Pauli, en un átomo, no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos (n, l, m_l, m_s). Esto implica que en un orbital atómico no pueden haber más de dos electrones, y si hay dos, deben tener espines opuestos.

Regla de Hund para la Máxima Multiplicidad

La Regla de Hund establece que: "Cuando dos electrones entran a un subnivel con números cuánticos n y l fijos, cada uno de ellos ocupará uno de los orbitales disponibles individualmente antes de que se produzca el apareamiento". Al tener los espines paralelos, los electrones tenderán a ocupar regiones del espacio distintas, lo que confiere mayor estabilidad a la configuración electrónica.