Modelo de Bohr-Sommerfeld

El modelo atómico de Rutherford tenía algunos problemas, debido a que científicos descubrieron que toda carga en movimiento pierde energía y se agota. Por consiguiente, el modelo de Rutherford no explicaba por qué los electrones podían girar eternamente alrededor del núcleo, porque si estos perdían energía, inevitablemente chocarían contra el núcleo del átomo destruyéndolo. Neils Bohr (1885-1962), físico danés, propuso una explicación a los espectros discontinuos de emisión de luz de los elementos gaseosos como hidrógeno, a través de la formulación de un nuevo modelo de la estructura atómica que superaba las dificultades de átomo de Rutherford. El implicaba los siguientes postulados.

1. Los electrones giran en órbitas estacionarias sin emitir energía. Cada órbita tiene una energía fija y definida.

2. Cuando al átomo se le suministra energía, los electrones brincan de una órbita de menor nivel a una de mayor nivel de energía, absorbiendo dicha energía.

3. El electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tiene entre los dos niveles.

4. El modelo de Bohr es análogo al de Rutherford, pero consigue salvar la inestabilidad del electrón de Rutherford recurriendo a la noción de cuantificación. Bohr señalaba que en condiciones normales los electrones de un átomo se encuentran en los niveles de mas baja energía, pero cuando éste recibe cierta cantidad de energía, brinca de una orbita de manor a mayor nivel absorbiendo dicha energía. A esta situación se le conoce como estado excitado. Cuando el electrón regresa a su órbita estacionaria emite la energía absorbida, y a esta etapa se le conoce como estado basal. Bohr argumentaba que no se puede perder energía continuamente, sino en cuantos o paquetes de energía equivalentes a la diferencia de energía entre las órbitas posibles. A partir de este modelo Bohr propuso la existencia de niveles de energía donde se encuentran los electrones, a los que llamó posteriormente número cuantico principal simbolizándolo con la letra n y tomando valores de n = 1,2,3,4...

Fue a partir de las series de hidrógeno, de las frecuencias de las distintas radiaciones emitidas, de donde Bohr dedujo los niveles de energía correspondientes a las órbitas permitidas a la par con su discontinuidad. Sin embargo, al aplicar esta distribución de los niveles energéticos a otros elementos no correspondía los cálculos teóricos con los experimentos de los espectros que eran mucho más complejos. Incluso el mismo átomo de hidrógeno con espectros más precisos producían líneas que con el modelo de Bohr no se podían explicar.

El perfecccionamiento del espectroscopio permitió más precisión en las observaciones experimentales, y de ahí Sommerfeld propuso que las líneas más juntas que se observaban en el espectro de hidrógeno al someterlo a un campo magnético, podían deberse a la presencia de órbitas elípticas además de las circulares. Sommerfeld planteó un número cuantico L que determinaba un número mayor de órbitas por donde podía describir la orientación de los orbitales en un campo magnético, ya que cuando se obtiene el espectro de un átomo dentró de un campo magnético se observa un desdoblamiento de líneas más juntas y éste desaparece al desaparecer el campo magnético. A este fenómeno se le llamó Efecto Zeeman.