Espectro de emisión del hidrógeno

El espectro de emisión del hidrógeno es el más sencillo de todos y, por ello, el más estudiado. Se compone de varias series de bandas, que aparecen en la zona ultravioleta, en la visible y en el infrarrojo.

Teoría de Planck

Los cuerpos sólidos calientes emiten radiación que depende de la temperatura a la que se encuentren. Por ejemplo, un hierro muy caliente emite un resplandor rojo, y una lámpara de incandescencia, luz blanca. A finales del siglo XIX, se llevaron a cabo numerosos intentos de relacionar la longitud de onda de la radiación y la temperatura del cuerpo, pero no se alcanzó un éxito completo. El físico alemán M. Planck (1858-1947) estudió, en 1900, la radiación emitida por el cuerpo negro.

 Teoría de Bohr

En 1913, el físico danés N. Bohr (1885-1962), a partir de la nueva concepción de la energía y de la luz, dio una explicación al fenómeno que constituye el espectro de emisión de los gases y, en concreto, del hidrógeno. Bohr creó un nuevo modelo que puede considerarse el verdadero precursor del modelo atómico actual. Los principios en que se basa este modelo son: • El electrón se mueve alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. El espacio que rodea al núcleo está cuantizado, es decir, hay zonas permitidas, llamadas niveles, y otras que no lo son. Mientras un electrón no cambie de órbita, no se modifica su energía.

Modelo de Sommerfeld

En 1915, el físico alemán A. Sommerfeld (1868-1951) propone las órbitas circulares y elípticas a partir del segundo nivel de energía donde están los electrones girando alrededor del núcleo. El electrón se mueve en una órbita circular y también en una órbita elíptica, como observamos en el gráfico.

En realidad, no existía hasta ese momento un fundamento teórico que los explicara y, por lo tanto, se carecía de un verdadero modelo atómico.

La mecánica cuántica viene a dar respuesta a estos enigmas. Para su desarrollo, fueron decisivos el principio de dualidad del electrón y el principio de incertidumbre de Heisenberg, en donde se explica que no es posible conocer la posición y la cantidad de movimiento de una partícula subatómica, simultáneamente, y con precisión.

Número cuántico

La configuración electrónica fundamental se obtiene, en la práctica, a partir de tres reglas o principios: regla de la construcción, principio de exclusión de Pauli y regla de la máxima multiplicidad de Hund.

Regla de la construcción 

"La configuración electrónica fundamental se obtiene colocando los electrones uno a uno en los orbitales disponibles del átomo en orden creciente de energía".

Principio de exclusión de Pauli

 "Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales". Como cada orbital está definido por los números cuánticos n, l y ml, solo quedan dos posibilidades, ms= +1/2 y ms=-1/2, que físicamente queda reflejado en que cada orbital (definido por n, l y ml) puede contener un máximo de dos electrones, y estos deben tener spines opuestos (electrones apareados). Abreviadamente solemos escribir el número de electrones en cada subnivel mediante un superíndice. Por ejemplo: 2p3 representa que en el conjunto de orbitales 2p hay tres electrones.

Regla de la máxima multiplicidad de Hund

 "Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, de la misma energía, lo harán en orbitales diferentes y con spines paralelos (electrones desapareados), mientras sea posible". Por ejemplo, si deben colocarse tres electrones en orbitales 2p, lo harán desapareados, es decir, en orbitales diferentes. En cambio, si se trata de cuatro electrones, dos de ellos deben aparearse (se colocan en el mismo orbital), mientras que los otros dos permanecen desapareados (en orbita- les diferentes).