Estructura atómica: la corteza

El modelo atómico de Rutherford no resultó del todo satisfactorio porque incumplía las leyes de Maxwell del electromagnetismo. Según éstas, toda carga en movimiento acelerado debía emitir una radiación electromagnética, llamada energía de frenado. Los electrones, al girar alrededor del núcleo, se hallaban sometidos a la aceleración centrípeta, por lo que al emitir radiación electromagnética tendrían que perder energía cinética. En consecuencia, su trayectoria sería una espiral que terminaría en el núcleo. Por otro lado, el modelo propuesto no explicaba los espectros discontinuos de rayas. En 1913, Bohr publicó un trabajo, en la revista Phílosophical Magazine, donde modificaba el modelo de Rutherford para proponer otro, más acorde con los resultados experimentales. Se basaba en los siguientes postulados:

Los átomos están formados por un núcleo positivo muy pequeño en torno al cual giran los electrones en órbitas circulares estacionarias sin emitir energía.

Únicamente son posibles las órbitas cuyo radio es un múltiplo entero, n, del cuanto de Planck. Por consiguiente, tanto el radio de giro como la energía del electrón, en cada órbita, se hallan cuantizados. Al número n se le llamó número cuántico principal y su valor indica la disposición en capas de los electrones. A los valores 1, 2, 3…, de n, se les asignan las letras K, L, M

Cuando un electrón pasa de una órbita más externa, de mayor energía, a otra más interna, de menor energía, se desprende esta diferencia energética en forma de radiación electromagnética, fotón (hv).

Con las ideas intuitivas de Bohr se comprende que, al aportar energía, luz o calor, a una sustancia, los electrones puedan saltar a órbitas superiores. El átomo excitado que resulta emite cuantos de luz (hv) cuando aquéllos regresan a las órbitas más internas. Mediante esta teoría es posible calcular el valor de la frecuencia de la radiación emitida por el tránsito de un electrón entre dos niveles energéticos determinados. Los rayos X se pueden explicar considerando que, al bombardear un átomo con electrones muy energéticos, se puede liberar un electrón interno del mismo. La vacante que deja es ocupada por un electrón más externo que libera una onda electromagnética de frecuencia elevada —radiación X—. El conjunto de radiaciones que emiten los electrones al pasar desde distintos niveles energéticos a otro fijo, de menor energía, se llama serie espectral. El modelo de Bohr podía justificar las cinco series espectrales del átomo de hidrógeno.

Modelo atómíco de Sonimerfeld

El modelo atómico de Bohr presentaba el inconveniente de no explicar los espectros de los demás elementos. Por otro lado, al perfeccionarse los métodos espectroscópicos, se encontró, junto a cada línea de las series del hidrógeno, un conjunto de ellas, muy próximas entre sí (estructura fina del espectro), que no tenían explicación. Arnold Sommerfeld (1868-1951) modificó el modelo atómico expuesto admitiendo que las órbitas de los electrones podían ser circulares, pero también elípticas. El núcleo se halla ubicado en uno de los focos de la elipse. Estas órbitas cuantizadas, y posibles para cada nivel energético, se llaman subniveles y se caracterizan mediante un número cuántico secundario, l, Para un nivel energético n, los valores que puede tomar l son: 0, 1, 2, 3, … n-1. Para Bohr sólo era posible una órbita del electrón, y aquí vemos que sólo se cumple para n = 1. En los demás casos existirán tantas órbitas posibles como indique el número cuántico n.

Con esta modificación se explica que la energía liberada en un salto no es única y, por consiguiente, la frecuencia de la radiación correspondiente tampoco lo será. Queda justificada, de este modo, la estructura fina del espectro. A estos subniveles se les asignaron símbolos alfabéticos basados en la apariencia que presentan en el espectro: s «sharp» (nítido), p «principal», d «difuse» y f «fundamental». El espectro de un átomo, bajo la acción de un campo magnético, aumenta el número de rayas (efecto Zeeman). Este hecho se atribuye a que el plano de órbita del electrón sólo puede tener ciertas orientaciones cuantificadas respecto a la dirección del campo magnético. Se introdujo un tercer número cuántico, m (magnético), que representa las orientaciones posibles de las órbitas. Los valores que puede tomar m son todos los enteros posibles entre –1 y +1.

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