Mecánica Cuántica - Tercera aproximación

La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del núcleo. Gran parte de lo que se conoce, acerca de la estructura electrónica de los átomos, se averiguó observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia.

Se sabe que el espectro de un elemento químico es característico de éste, y que del análisis espectroscópico de una muestra puede deducirse su composición. El origen de los espectros era desconocido, hasta que la teoría atómica asoció la emisión de radiación, por parte de los átomos, con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la que éstos se encuentran del núcleo.

El físico danés Neils Bohr propuso un nuevo modelo atómico que se basaba en tres postulados:

1.- Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía.

2.-Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h / 2p, o sea:

m.r.v = n. h / 2p (p indica la letra pi)

siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.

3.- Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.

Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa.

En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía.

Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea, la órbita más cercana posible al núcleo.

Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7.

La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno. La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y la energía.

Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía permitida más baja, o el estado fundamental. Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel más alto (n=2,3, ...), se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado excitado.

En este estado excitado el átomo no es estable, y cuando el electrón regresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles.

El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, pero para ello necesita "absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón necesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación).

El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del átomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.

Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en determinados niveles de energía, a los que le determinó estados estacionarios, y les asignó un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigue el 2, etcétera.

Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni pierde energía.

Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de fotones. La cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos niveles.

La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sin embargo, las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las transiciones electrónicas se produzcan con facilidad.

El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico, puesto que depende de su número atómico. Estos electrones estarán distribuidos en diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso para aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al volver a su estado original, el electrón emite una luz que difractada, produce el espectro característico.

Para poder estudiar las propiedades de un átomo y de sus partículas constituyentes, es necesario iluminarlo, es decir, lograr la incidencia de luz sobre él; pero esto trae un cambio en su contenido energético y a su vez en la posición. Entonces, el estudio del átomo lleva un error necesario que impide hablar con certeza de la posición o contenido energético del mismo, tal como se dijo al referir el Principio de Incertidumbre.

Esto imposibilita presentar un átomo como hasta el momento se ha hecho, puesto que se puede describir un espacio donde es muy probable encontrar un electrón, pero no se puede excluir la posibilidad de que se encuentre en otro lugar.

Queda claro pues el Principio de Incertidumbre, no se puede conocer con exactitud la posición del electrón, ni su contenido energético. Esto obliga a usar el término probabilidad, para la descripción del átomo. La probabilidad es una medición numérica que de 0 a 1, da la posibilidad de que un evento ocurra. Si da cerca de 0, es improbable que ocurra el evento, si da cerca de uno, es casi seguro que ocurra.

Entre los conocimientos actuales que se mantienen como veraces, se consideran los siguientes:

1.- La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño.

2.- Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.

3.- La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable con las dimensiones del átomo.

4.- La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y movimiento de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso de la luz de baja frecuencia.

Fue Erwin Schodinger (1887-1961) quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La solución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde hay mayor probabilidad de encontrar el electrón se denomina orbital.

El valor de la función de onda asociada con una partícula en movimiento esta relacionada con la probabilidad de encontrar a la partícula en el punto (x,y,z) en el instante t. La función de onda depende de los valores de tres variables que reciben la denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos, definen una función específica para un electrón.

Son cuatro los números encargados de definir la función de onda (PSI), asociada a cada electrón de un átomo: el principal, secundario, magnético y de Spin. Los tres primeros resultan de la ecuación de onda; y el último, de las observaciones realizadas de los campos magnéticos generados por el mismo átomo.

El Número Cuántico Principal es un criterio positivo, representado por la letra "n", indica los niveles energéticos principales. Se encuentra relacionado con el tamaño. En la medida que su valor aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y puede contener más electrones, y su contenido energético es superior. Sus valores pueden ser desde 1 hasta infinito.

El Número Cuántico Secundario representado por la letra "I", indica la forma que puede tener el espacio donde se encuentran el electrón. El valor que se le asigna depende del número principal; va desde cero hasta n-1.

El Número Cuántico Magnético representa las orientaciones que pueden asumir los diferentes orbitales frente a un campo magnético; el símbolo utilizado es "m"; y los valores que tienen son los números orbitales enteros que van desde -1 hasta +1. El número de valores que puede tener "m" indican el número de órbitas que puede contener un sub-nivel de energía.

El Número Cuántico de Spin tiene dos valores permitidos +1/2 y -1/2. Estos valores representan el movimiento del electrón, tipo de rotación sobre su eje, con dos únicas posibilidades y opuestas entre sí, hacía la derecha o hacía la izquierda.

Resulta apasionante ver como, a través del tiempo, los Científicos han desmenuzado la materia, han dividido el átomo en partículas subatómicas y han integrarlo un conocimiento que hoy se conoce como Mecánica Cuántica. Sin embargo, a lo largo del siglo XX fue necesario introducir nuevas mejoras al modelo atómico para explicar otros fenómenos espectrales.

Para profundizar sobre este tema puedes recurrir a este sitio y también aquí podrás ampliar sobre la teoría de Bohr.