Modelos atómicos: Rutherford, Bohr y mecánica cuántica

Modelo de Rutherford

Modelo de Rutherford: Según este modelo atómico, la mayor parte de la masa y la carga positiva del átomo se concentra en un núcleo. La magnitud de la carga positiva es distinta para cada elemento y está relacionada con su número atómico. El átomo es eléctricamente neutro: fuera del núcleo se mueven los electrones en un número igual al de cargas positivas del núcleo.

Limitaciones del modelo de Rutherford

Al proponer un núcleo formado únicamente por partículas con carga positiva surgía el problema de la repulsión entre ellas. Para resolverlo, Rutherford postuló la existencia de una partícula sin carga que compensaría esas repulsiones dentro del núcleo. Además, desde el punto de vista electromagnético, una partícula cargada que se mueve con aceleración emite radiación electromagnética; el movimiento circular del electrón alrededor del núcleo implica aceleración centrípeta, por lo que la emisión haría que el electrón perdiera energía y acabara colapsando sobre el núcleo. Rutherford no logró resolver ese problema con su modelo.

Hipótesis de Planck y el efecto fotoeléctrico

Hipótesis de Planck: Max Planck propuso que los cuerpos emiten o absorben energía de forma discontinua en paquetes o cuantos de energía.

Efecto fotoeléctrico: En 1887 Heinrich Hertz observó que al incidir luz sobre la superficie de ciertos metales se emiten electrones. La emisión sólo se produce cuando la luz tiene una frecuencia mínima denominada frecuencia umbral. La energía cinética de los electrones emitidos depende de la frecuencia de la radiación; la intensidad de la luz influye en el número de electrones emitidos, pero no en su energía máxima.

Espectros atómicos

La descomposición de una luz blanca produce un espectro continuo, pero para identificar sustancias resultan más interesantes los espectros discontinuos o espectros de líneas.

Espectro de emisión

Si un gas a baja presión y temperatura es sometido a una descarga eléctrica, emite luz. Al hacer pasar esa luz por un prisma se descompone en líneas de colores; cada línea corresponde a una longitud de onda característica del átomo.

Espectro de absorción

Cuando una luz blanca atraviesa un gas, parte de esa luz es absorbida por el gas. Tras pasar por un prisma, se observa un espectro continuo con líneas oscuras en las longitudes de onda absorbidas por el gas.

Espectro del átomo de hidrógeno

El espectro del hidrógeno está compuesto por varias series de líneas: en la zona ultravioleta se encuentra la serie de Lyman, en la zona visible la serie de Balmer y en el infrarrojo las series de Paschen, Brackett y Pfund.

Modelo atómico de Bohr

El modelo de Bohr logró explicar el espectro del átomo de hidrógeno. En este modelo, cuando un electrón salta de una órbita de mayor energía a otra de menor energía emite energía en forma de un fotón.

El modelo atómico de Bohr se basa en tres postulados:

• Primer postulado: El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares estables sin emitir radiación.
• Segundo postulado: Sólo son posibles ciertas órbitas en las que el electrón tiene una distancia determinada al núcleo; el momento angular está cuantizado (el radio de la órbita está cuantizado).
• Tercer postulado: Al saltar de una órbita de mayor energía a otra de menor energía, el átomo emite un fotón cuya frecuencia f satisface E = h f (ecuación de Planck), donde E es la diferencia de energía entre las dos órbitas.

Los fotones producidos por estos saltos energéticos son los responsables de los espectros de emisión.

Modificaciones: Bohr-Sommerfeld

El modelo de Bohr presenta limitaciones: no explica satisfactoriamente los espectros de átomos con más de un electrón ni los desdoblamientos finos de las líneas espectrales. En 1916, Arnold Sommerfeld introdujo correcciones al modelo de Bohr, considerando órbitas elípticas y subniveles dentro de cada nivel energético; de este modo aparecen los números cuánticos (n, l, m_l, m_s) y se explican algunas estructuras finas del espectro.

Mecánica cuántica

Dualidad onda-corpúsculo: En 1923 Louis de Broglie propuso que las partículas como los electrones podrían comportarse también como ondas.

Principio de incertidumbre (Heisenberg): En 1927 Werner Heisenberg estableció que es imposible conocer con precisión y de forma simultánea la posición y la velocidad (más precisamente el momento) de una partícula; esto introduce una interpretación probabilística del comportamiento electrónico.

Mecánica ondulatoria (modelo mecano-cuántico): En 1926 Erwin Schrödinger desarrolló la ecuación de onda que describe el comportamiento de las partículas a nivel atómico; las soluciones de la ecuación proporcionan funciones de onda cuya interpretación probabilística permite determinar densidades de probabilidad de encontrar electrones en el espacio.

Principios y reglas para la configuración electrónica

• Principio de mínima energía o de Aufbau: La configuración electrónica se obtiene colocando los electrones disponibles del átomo en orden creciente de energía: la energía total del átomo es mínima.
• Principio de exclusión de Pauli: No pueden existir dos electrones en un átomo con los cuatro números cuánticos iguales; al menos deben diferir en el número cuántico de spin (m_s).
• Regla de máxima multiplicidad de Hund: Los electrones ocupan el mayor número posible de orbitales degenerados con spins paralelos antes de emparejarse, es decir, se colocan lo más desparejados posible en orbitales iguales.

Notación abreviada

Ejemplos de notación usando gases nobles como referencia:

• (He) = 2 e^-
• (Ne) = 10 e^-
• (Ar) = 18 e^-
• (Kr) = 36 e^-
• (Xe) = 54 e^-

Anomalías en la configuración electrónica

Algunos elementos presentan configuraciones electrónicas que difieren ligeramente de la predicción simple por razones de estabilidad adicional al medio llenar o medio llenar subniveles d o f. Ejemplos representativos:

• Cromo (Cr): [Ar] 4s¹ 3d⁵
• Molibdeno (Mo): [Kr] 5s¹ 4d⁵
• Cobre (Cu): [Ar] 4s¹ 3d¹⁰
• Plata (Ag): [Kr] 5s¹ 4d¹⁰
• Oro (Au): [Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d¹⁰

Nota: Estas excepciones se deben a efectos de estabilidad energética relacionados con el llenado parcial o completo de subniveles d y f y a la interacción entre electrones.