Configuración Electrónica

Es la distribución más probable y estable (la energía más baja) de los electrones entre los orbitales disponibles de un átomo. Es la representación del modelo atómico de Schrodinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles y los orbitales que ocupan los electrones. Configuración Electrónica consiste en la distribución de los electrones en los diferentes orbitales de un átomo, y para desarrollarla se aplica la Regla de las Diagonales: Se toman las flechas de arriba hacia abajo y del extremo superior a la punta, una tras otra. Así que en cada orbital, se deberán llenar con 2 electrones máximo ( Primero el orbital 1s= 2e-; después 2s= con 2e-; después el 2p= 6e- <aquí recordemos que el subnivel p tiene 3 elipces, cada una se llena con 2e->y asi sucesivamente hasta llegar a los subniveles u orbitales d con 10e- <debido a que contiene 5 elipces> y los subniveles f con 14 e- <pues tiene 7 elipces>; realizaremos este llenado hasta que completemos el número de electrones que contiene el átomo).

 Los elementos tendrán una terminación en su configuración electrónica de acuerdo a su posición en la tabla periódica. El último nivel de la configuración electrónica coincide con los periodos del elemento considerado siempre y cuando esté en los bloques “s” o “p”; mientras que en el “d” se resta una unidad y en el “f ” se le restan 2 unidades al periodo correspondiente.

Configuración Electrónica Vectorial o Gráfica

Ahora que se han expuesto las bases de la esta configuración también llamada Vectorial, podemos llevarla acabo adecuadamente. Dicha Configuración es laboriosa pero útil para entender como se van agregando los electrones en los respectivos subniveles .

Se utilizan las flechas y la Regla de Hund al adicionar los electrones correspondientes. La principal base de la Configuración Gráfica es la Configuración Electrónica, ya que el Superíndice que aparece en cada uno de los orbitales indica el número de electrones que estos contienen, y los cuales serán representados por las flechas antes vistas en el Número Cuántico de Espín y en la Regla de Hund.

Es decir, retomaremos el hecho de que una flecha en un sentido, expresa un electrón desapareado, o que se encuentra solo en un orbital, mientras que 2 flechas en sentido opuesto, indican que hay un par electrónico apareado en el orbital, o sea, 2 electrones.

Número Cuánticos

Es la representación del espacio que ocupa un electrón en un átomo. El electrón puede encontrarse  en los diferentes niveles energéticos, a estos niveles energéticos se designa con los números cuánticos principales (n,m, l, s).

• n: número cuántico principal, determina el número del nivel principal donde se encuentra el electrón, sus valores son: n= 1,2,3,4,...
• l: número cuántico azimutal o secundario, determina los subniveles posibles dentro del nivel de energía (forma de orbitales): l= 0, 1, 2, 3, ...(n-1) 
• m: número cuántico magnético, muestra la zona donde se encuentran los electrones (orbital) y define las orientaciones espaciales; adopta valores de: m=(-1, +1)    
•  s: número cuántico de espín, indica el giro del electrón sobre su propio eje (spin), se representa con los valores de: s= (-1/2, +1/2)

ENLACE TIPO SIGMA

En química, el enlace sigma (enlace σ) es el tipo más fuerte de enlace químico covalente. El enlace sigma se define más claramente para moléculas diatómicas usando el lenguaje y las herramientas de la simetría de grupos. En esta aproximación formal, un enlace σ es simétrico con respecto a la rotación alrededor del eje del enlace. Por esta definición, las formas comunes de enlace σ son s+s, p_z+p_z, s+p_z, y d_z²+d_z² (donde z está definido como el eje del enlace). La teoría cuántica también indica que los orbitales moleculares de simetría idéntica realmente se mezclan. Una consecuencia práctica de esta mezcla de moléculas diatómicas (equivalente a la hibridación de la Teoría del enlace de valencia), es que las funciones de onda de los orbitales moleculares s+s y p_z+p_z están mezclados. El alcance de esta mezcla de orbitales depende de las energías relativas de los orbitales moleculares de similar simetría.

Para moléculas homodiatómicas, los orbitales σ enlazantes no tienen planos nodales entre los átomos enlazantes. El orbital anti u orbital σ* correspondiente está definido por la presencia de un plano nodal entre estos dos átomos enlazados.

Dado que los enlaces sigma son el tipo más fuerte de enlace covalente, los electrones en estos enlaces son denominados algunas veces como electrones sigma.

El símbolo σ es la letra griega para s. Esto se debe a la similitud en forma de un enlace σ enlazante con el orbital atómico s.

Enlace sigma en compuestos poliatómicos

Se obtienen por traslape frontal de los orbitales atómicos. El concepto de enlace sigma alcanza a describir, aunque en forma difusa, las interacciones enlazantes que involucran el traslape de sólo un lóbulo de un orbital con sólo un lóbulo de otro. Por ejemplo, el propano es descrito como que consiste de diez enlaces sigma, uno por cada uno de los dos enlaces C-C y uno por cada uno de los ocho enlaces C-H. El enlace σ en tal molécula poliatómica está altamente deslocalizado, produciéndose conflictos con el concepto de dos orbitales-un enlace. A pesar de esta complicación, el concepto de enlace σ es extremadamente poderoso y en consecuencia perdura.

Enlaces sigma en especies con enlaces múltiples

Los compuestos que contienen enlaces múltiples, tales como el etileno y el acetato de cromo (II) tienen enlaces sigma entre los átomos unidos por enlace múltiple. Estos enlaces sigma están suplementados por enlaces π, como en el caso del etileno, e incluso por enlaces δ, en el caso del acetato de cromo (II).

Hibridación

En química, se habla de hibridación cuando en un átomo se mezclan varios orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría las moléculas.

Orbitales

Los electrones de un átomo tienen la tendencia de ubicarse en orbitales específicos alrededor del núcleo, lo cual se enuncia en la ecuación de Schrödinger. Los detalles sobre número y orientación de electrones en cada orbital dependen de las propiedades energéticas descritas por los números cuánticos. El primer orbital, el más cercano al núcleo es el llamado 1s y solo puede ser ocupado por dos electrones. Un átomo con un solo electrón (hidrógeno) y uno con dos electrones (helio) ubican su(s) electrón(es) en este orbital.

Un átomo con 3 (litio) y cuatro (berilio) electrones tendrá que ubicar el tercer y cuarto electrón en el siguiente orbital, llamado 2s, el cual también solo acepta dos electrones.

Hibridación sp³

El átomo de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital 1s (1s²), dos en el 2s (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su orientación en el plano tridimensional el orbital 2p tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el eje de las x, dos en el eje de las y  dos electrones en el eje de las z. Los dos últimos electrones del carbono se ubicarían uno en el 2p_x, el otro en el 2p_y y el orbital 2p_z permanece vacío (2p_x¹ 2p_y¹). 

Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de valencia como el del carbono, con orbitales parcialmente llenos (2p_x y 2p_y necesitarían tener dos electrones) tiende a formar enlaces con otros átomos que tengan electrones disponibles. Para ello, no basta simplemente colocar un electrón en cada orbital necesitado. En la naturaleza, éste tipo de átomos redistribuyen sus electrones formando orbitales híbridos. En el caso del carbono, uno de los electrones del orbital 2s es extraído y se ubica en el orbital 2p_z. Así, los cuatro últimos orbitales tienen un electrón cada uno.

El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2p_z es aportado por el primer electrón en formar enlace con un átomo con este tipo de valencia. Por ejemplo, el hidrógeno en el caso del metano. Esto a su vez incrementa la necesidad de llenado de los restantes orbitales. Estos nuevos orbitales híbridos dejan de ser llamados 2s y 2p y son ahora llamados sp³ (un poco de ambos orbitales):

De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del orbital s (el 2s) del carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos se sobreponen al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo de 109°.

Hibridación sp²

Se define como la combinación de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales híbridos, que se disponen en un plano formando ángulos de 120º.
Los átomos que forman hibridaciones sp² pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana. A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por un enlace sigma y un enlace pi (π). Las reglas de ubicación de los electrones en estos casos, como el alqueno etileno obligan a una hibridación distinta llamada sp², en la cual un electrón del orbital 2s se mezcla sólo con dos de los orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales p; por consiguiente, se producen tres nuevos orbitales sp², cada orbital nuevo produce enlaces covalentes.
Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y otro en algún carbono del etileno son equivalentes e iguales a un ángulo de 120°.

Hibridación sp

Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales híbridos, con orientación lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los alquinos (por ejemplo el acetileno).

Se caracteriza por la presencia de 2 orbitales pi (π).

Forma y ángulos

Las formas de las moléculas enlazadas por hibridaciones de sus orbitales es forzada por los ángulos entre sus átomos:

• Sin hibridación: forma lineal
• Hibridación sp: forma lineal con ángulos de 180°
• Hibridación sp²: forma trigonal plana con ángulos de 120°. Por ejemplo BCl₃.
• Hibridación sp³: forma tetraédrica con ángulos de 109.5°. Por ejemplo CCl₄.
• Hibridación sp³d: forma trigonal bipiramidal con ángulos de 90° y 120°. Por ejemplo PCl₅.
• Hibridación sp³d²: forma octaédrica con ángulos de 90°. Por ejemplo SF₆

Estado excitado

La excitación es una elevación en el nivel de energía de un sistema físico, por encima de un estado de energía de referencia arbitrario, llamado estado fundamental. En física hay una definición técnica específica para el nivel de energía que se asocia a menudo con un átomo está siendo excitado a un estado excitado de mayor energía.

En mecánica cuántica un estado excitado de un sistema (como un electrón, núcleo, átomo, o molécula) es cualquier estado cuántico del sistema que goza de una mayor energía que el estado fundamental (es decir, más energía que el mínimo absoluto). La temperatura de un grupo de partículas es indicativa del nivel de excitación.

La vida útil de un sistema en un estado excitado suele ser corta: la emisión espontánea o inducida de un cuanto de energía (como un fotón o un fonón) por lo general ocurre poco después de que el sistema haya sido promovido al estado excitado, volviendo el sistema a un estado con una energía más baja (un estado menos excitado o el estado fundamental). Este retorno a un nivel de energía es, a menudo imprecisamente llamado decaimiento y es el inverso de la excitación.

Los estados excitados de vida media larga se llaman a menudo metaestables. Los isómeros nucleares de vida media larga, y el oxígeno singlete son dos ejemplos de esto.

Excitación atómica

Un ejemplo sencillo de este concepto es el átomo de hidrógeno.
El estado fundamental del átomo de hidrógeno corresponde a tener el único electrón del átomo en la órbita o nivel de energía más bajo posible, (es decir, la función de onda "1s", que presenta simetría esférica, y que tiene los números cuánticos más bajos posibles). Al dar una energía adicional al átomo (por ejemplo, por la absorción de un fotón de una energía adecuada, o por calentamiento a alta temperatura, o por excitación eléctrica dentro de un campo eléctrico), el electrón es capaz de moverse a un estado excitado (un estado con uno o más números cuánticos mayores que el mínimo posible). Si el fotón tiene demasiada energía, el electrón deja de estar vinculado al átomo, escapará del átomo, y el átomo quedará convertido en un ion positivo o catión, es decir, el átomo se ionizará.
Después de la excitación, el átomo podría volver a un estado excitado inferior, o al estado fundamental, emitiendo un fotón con una energía característica, igual a la diferencia de energía entre los niveles de salida y llegada. La emisión de fotones por átomos en diferentes estados excitados conduce a un espectro electromagnético que muestra una serie de características líneas de emisión (tenemos, en el caso del átomo de hidrógeno, la serie de Lyman, serie de Balmer, serie de Paschen, serie de Brackett y serie de Pfund.)
Un átomo en un estado excitado de muy alta energía se denomina átomo de Rydberg.^[] Un sistema de átomos altamente excitados puede formar un estado excitado condensado de vida media larga, por ejemplo, una fase condensada compuesta completamente de átomos altamente excitados: la materia de Rydberg.
Así pues un átomo o cualquier otro sistema puede excitarse por absorción de fotones de una frecuencia característica, o también mediante el calor o la electricidad.

Excitación de un gas perturbado

Un conjunto de moléculas que forman un gas se puede considerar en un estado excitado, si una o más moléculas se elevan a niveles de energía cinética tales que la distribución de velocidades resultante se aleje del equilibrio de la distribución de Boltzmann. Este fenómeno ha sido estudiado en el caso de un gas bidimensional con cierto detalle, analizando el tiempo necesario para relajarse hasta el equilibrio.

ESTADO BASAL O ESTACIONARIO

En mecánica cuántica un estado estacionario es aquel en el cual la densidad de probabilidad no varía con el tiempo. Una consecuencia es que los estados estacionarios tienen una energía definida, es decir, son autofunciones del Hamiltoniano del sistema.

Como es una autofunción del Hamiltoniano, un estado estacionario no está sujeto a cambio o decaimiento (a un estado de menor energía). En la práctica, los estados estacionarios no son "estacionarios" para siempre. Realmente se refieren a autofunciones del Hamiltoniano en el que se han ignorado pequeños efectos perturbativos. Esta terminología permite discutir las autofunciones del Hamiltoniano no perturbado considerando que la perturbación puede causar, eventualmente, el decaimiento del estado estacionario. Esto implica que el único estado estacionario de verdad es el estado fundamental.

Estado fundamental

En química y física, el estado fundamental (también denominado estado basal) de un sistema es su estado cuántico de menor energía. Un estado excitado es todo estado con una energía superior a la del estado fundamental.

Si hay más de un estado de mínima energía, se dice que existe degeneración entre ellos. Muchos sistemas tienen estados fundamentales degenerados, por ejemplo el átomo de hidrógeno o la molécula de dioxígeno (y a esto debe su paramagnetismo).

De acuerdo con la tercera ley de la termodinámica, un sistema en el cero absoluto de temperatura está en su estado fundamental, y su entropía está determinada por la degeneración de éste. Muchos sistemas, como las redes cristalinas, tienen un estado fundamental único, y por tanto tienen entropía nula en el cero absoluto (porque ln (1)=0).

Subnivel

En física y química, la Configuración Electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizado.^{[] []} Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.^[3] Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

Orbitales

Un orbital atómico es una determinada solución particular, espacial e independiente del tiempo a la ecuación de Schrödinger para el caso de un electrón sometido a un potencial coulombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución general señalan unívocamente a un estado monoelectrónico posible.

El nombre de orbital también atiende a la función de onda en representación de posición independiente del tiempo de un electrón en una molécula. En este caso se utiliza el nombre orbital molecular.

La combinación de todos los orbitales atómicos dan lugar a la corteza electrónica representado por el modelo de capas electrónico. Este último se ajusta a los elementos según la configuración electrónica correspondiente.

El orbital es la descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región del espacio disponible para un electrón. Cada orbital con diferentes valores de n presenta una energía específica para el estado del electrón.
La posición (la probabilidad de la amplitud) de encontrar un electrón en un punto determinado del espacio se define mediante sus coordenadas en el espacio.

Espectroscopia

La espectroscopía es el estudio de la interacción entre la radiación electromagnética y la materia, con absorción o emisión de energía radiante. Tiene aplicaciones en química, física y astronomía, entre otras disciplinas científicas.

El análisis espectral se basa en detectar la absorción o emisión de radiación electromagnética a ciertas longitudes de onda y se relacionan con los niveles de energía implicados en una transición cuántica.

Existen tres casos de interacción con la materia:

1. Choque elástico: Existe sólo un cambio en el impulso de los fotones. Ejemplos son los rayos X, la difracción de electrones y la difracción de neutrones.
2. Choque inelástico: Por ejemplo la espectroscopía Raman.

3.      Absorción o emisión resonante de fotones.

Aspectos generales

El mecanismo por el cuál la materia emite radiación electromagnética es el dominio de la espectroscopia.

La radiación electromagnética se atribuye a las diferencias de energía en las transiciones de los electrones de unos niveles atómicos a otros.

La espectroscopia se relaciona en la mayoría de los casos a la tercera interacción. Estudia en qué frecuencia o longitud de onda una sustancia puede absorber o emitir energía en forma de un cuanto de luz.

La energía de un fotón (un cuanto de luz) de una onda electromagnética o su correspondiente frecuencia, equivale a la diferencia de energía de dos estados cuánticos de la substancia estudiada:

h es la constante de Planck, ν es la frecuencia del haz de luz u onda electromagnética asociada a ese cuanto de luz y ΔE es la diferencia de energía. Esta ecuación es conocida también como la ecuación básica de la espectroscopia. Las diferencias de energía entre estados cuánticos dependen de la composición química de la prueba o de la estructura de la molécula, y es por eso por lo que este método proporciona información importante para químicos, físicos y biólogos.

Por medio de un espectrofotómetro se mide el espectro de la luz (intensidad de la luz absorbida, reflejada o emitida en función de la frecuencia o de la longitud de onda). Los espectros se diferencian considerablemente de elemento a elemento.

En general, se denota como espectro a la distribución de la intensidad en función de la frecuencia o de la longitud de onda.

Además de la luz visible, la espectroscopía cubre hoy en día una gran parte del espectro electromagnético, que va de los infrarrojos hasta los rayos gamma.

El objetivo de la espectroscopia es obtener información acerca de una prueba o de un cuerpo radiante, por ejemplo:

• La estructura interna o la temperatura (por ejemplo de estrellas)
• La composición o la dinámica un una reacción química
• La espectroscopía analítica identifica átomos o moléculas por medio de sus espectros.

TEORÍAS ATÓMICAS

Los griegos  

El concepto de átomo nació con los griegos y fue propuesto por los filosofos  Leucipo y su discípulo Demócrito (siglo V a IV a.C. ) Fue descubierto por necesidades filosoficas, no lo demostró ningún expermiento. Ellos  decían que el átomo no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible

Dalton

En 1803, desarrolló la primera teoría atómica que explicaba satisfactoriamente las leyes químicas

enunciadas hasta ese momento. Esta teoría puede resumirse en:

a) Todos los elementos están constituidos por átomos, consistentes en partículas materiales separadas e

indestructibles.

b) Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en las demás propiedades.

c) Los átomos de elementos distintos son diferentes en masa y en las demás propiedades.

d) Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación

numérica sencilla.

Thomson

En 1898, postuló que el átomo está constituido por una esfera de carga eléctrica positiva en la cual están incrustadas partículas de carga eléctrica negativa ( electrones ) que neutralizan dicha carga.

Esto explicaba el hecho de que cuando se hacía pasar corriente eléctrica con un elevado voltaje en un tubo de

descarga, a baja presión, se observaba luminiscencia en el gas contenido. Esto lo provocaban haces eléctricos que iban del cátodo al ánodo, llamados rayos catódicos, de carga eléctrica negativa. A las partículas elementales constituyentes de esos rayos se les llamó electrones ( e-) Posteriormente, Goldstein en 1886, demostró la existencia de rayos positivos, los cuales son diferentes para distintos gases introducidos en los tubos de descarga. A los constituyentes elementales de dichos rayos, cuando se utilizaba hidrógeno, se les llamó protones ( p+).



Thomsom
El modelo atómico de Thomson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón1 en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un puding de pasas. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.
Dicho modelo fue rebatido tras el experimento de Rutherford, cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.

Ernest Rutherford

El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico -neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.

El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.

Antes de la propuesta de Rutherford, los físicos aceptaban que las cargas eléctricas en el átomo tenían una distribución más o menos uniforme. Rutherford trató de ver cómo era la dispersión de las partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro muy delgada. Los ángulos resultantes de la desviación de las partículas supuestamente aportarían información sobre cómo era la distribución de carga en los átomos. Era de esperar que, si las cargas estaban distribuidas uniformemente según el modelo atómico de Thomson, la mayoría de las partículas atravesarían la delgada lámina sufriendo sólo ligerísimas deflexiones, siguiendo una trayectoria aproximadamente recta. Aunque esto era cierto para la mayoría de las partículas alfa, un número importante de estas sufrían deflexiones de cerca de 180º, es decir, prácticamente salían rebotadas en dirección opuesta a la incidente.

Rutherford pensó que esta fracción de partículas rebotadas en dirección opuesta podía ser explicada si se suponía la existencia de fuertes concentraciones de carga positiva en el átomo. La mecánica newtoniana en conjunción con la ley de Coulomb predice que el ángulo de deflexión de una partícula alfa relativamente liviana por parte de un átomo de oro más pesado, depende del "parámetro de impacto" o distancia entre la trayectoria de la partícula y el núcleo:¹

(1)

Donde:

, siendo ε₀ la constante dieléctrica del vacío y la carga eléctrica del centro dispersor.

, es la energía cinética inicial de la partícula alfa incidente.

es el parámetro de impacto.

Dado que Rutherford observó una fracción apreciable de partículas "rebotadas" para las cuales el ángulo de deflexión es cercano a χ ≈ π, de la relación inversa a (1):

(2)

se deduce que el parámetro de impacto debe ser bastante menor que el radio atómico. De hecho el parámetro de impacto necesario para obtener una fracción apreciable de partículas "rebotadas" sirvió para hacer una estimación del tamaño del núcleo atómico, que resulta ser unas cien mil veces más pequeño que el diámetro atómico.

La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez la existencia de un núcleo en el átomo (término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos). Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.

Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:

• Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales.
• Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 ^{− 10}s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidos. Los resultados de su experimento le permitieron calcular que el radio atómico era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, y en consecuencia, que el interior de un átomo está prácticamente vacío.

Niels Bohr

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados (ver abajo). Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.

Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

Modelo atómico de Sommerfeld

El modelo atómico de Sommerfeld es un modelo atómico hecho por el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951) que básicamente es una generalización relativista del modelo atómico de Bohr (1913).

Características del modelo

En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los electrones sólo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con:

• l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp
• l = 1 se denominarían p o principal.
• l = 2 se denominarían d o diffuse.
• l = 3 se denominarían f o fundamental.

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces superior a la masa del electrón.