Los Modelos Atómicos

La estructura atómica

Los átomos

Los átomos están constituidos por tres tipos de partículas: protón, neutrón y electrón. Los protones y neutrones forman el núcleo, que es donde se acumula, en su mayoría, la masa del átomo. Los electrones  se distribuyen por la corteza del átomo. 

Un átomo se caracteriza por el número de protones del núcleo, que coincide con el de electrones de la corteza. Si el número de protones y electrones no es el mismo, entonces el átomo queda cargado y se denomina ion. Los iones pueden ser positivos, con mayor número de protones que de electrones, los cuales se denominan cationes y negativos, con mayor número de electrones que de protones, siendo entonces aniones. 

Modelos atómicos

Los distintos modelos atómicos se formaron para tratar de explicar las propiedades de los átomos y, en particular, sus espectros de emisión. 

 Teoría de Planck

Planck introdujo una teoría revolucionaria, en la que decía que la energía no podía ser absorbida ni emitida en forma continua, sino en cantidades discretas de valores específicos, que son múltiplos de una unidad fundamental,  cuanto, que corresponde a la menor cantidad posible de energía que se puede absorber o emitir. El valor de esta energía 

viene dada por la ecuación: 

E = hV

siendo h la constante de Planck, cuyo valor es 6’626 · 10-34 J·s.

Tratando de ser objetivos, la teoría del Planck dice que la energía no se transmite de forma continua, si no que es emitida o recibida en forma de "paquetes".

Planck llamó "cuanto" a la menor cantidad de energia que se puede transmitir, es decir,  al "paquete" que menos energía puede tener.

Una vez entendido esto, la energía se mide como múltiplos de la unidad fundamental, los "cuantos". Por ello, una cantidad x de energía corresponde a Xveces un cuanto.

Modelo atómico de Borh-Sommerfeld

N. Bohr aplicó la teoría de Planck al modelo atómico de Rutherford (la disposición de las unidades atómicas cual sistema planetario), proponiendo una serie de postulados que resolvían los problemas del modelo anterior. 

• El  primer postulado dice que el electrón puede girar en un cierto número de órbitas circulares o “estados estacionarios” alrededor del núcleo sin emitir energía radiante. (lo conocido como capas)
• El segundo postulado dice que sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular, L, de las mismas sea un múltiplo entero de h/2π .
• El tercero dice que cuando un electrón salta de una órbita a otra, absorbe o emite energía en forma de radiación electromagnética, cuya  V viene dada por la ecuación de Planck, E = hV. 

Las órbitas del modelo atómico de Bohr están caracterizadas por el valor de "n" (llamado número cuántico principal) que cuantifica el valor del radio y de la energía de las órbitas permitidas. Así, la primera órbita tiene n = 1, la segunda, n = 2, etc.

Cuando se pudieron utilizar espectroscopios de mayor resolución, se observó un desdoblamiento de las rayas únicas de los primeros espectros y esto le hizo a Sommerfeld ampliar el modelo de Bohr, indicando que no sólo podría haber órbitas circulares, sino también elípticas, para cuya definición hace falta introducir un segundo número cuántico, l,( o número cuántico secundario), cuyos valores pueden ir desde cero hasta (n-1). 

Al observar un nuevo desdoblamiento en las rayas espectrales producido por la presencia de campos magnéticos (efecto Zeeman) o eléctricos (Stark), hubo que introducir la posibilidad de que sólo fueran posibles unas ciertas orientaciones  en el espacio, por la que habría que introducir  un tercer número cuántico,  ml, que cuantifica estas orientaciones y puede tomar los valores de +l, +(l-1),...0...-(l-1), –l. 

El desdoblamiento de las líneas en un campo magnético débil, se justificó suponiendo que dentro de cada órbita, el electrón podía tener un giro sobre sí mismo en dos posibles sentidos, por lo que se introdujo un nuevo número cuántico, s, (o espín) con valores de +1/2 ó –1/2, para cuantificar su momento cinético. 

De esta forma, se puede definir al electrón mediante un conjunto de cuatro números cuánticos, n, l, ml y s. 

Dualidad partícula-onda

De Broglie pensó que las partículas también podrían mostrar propiedades de onda y aplicó su hipótesis de la dualidad de partícula y onda al electrón.  Tras esto, propuso calcular la longitud de onda asociada a un electrón mediante la aplicación de las fórmulas de Planck y Einstein:  E = hν  y  E = mc^2

 hν = mc^2 = h c/λ ;   λ = h/mc 

Principio de incertidumbre

De acuerdo con la mecánica clásica, cabe la posibilidad de determinar simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento (momento) de un cuerpo.  La aplicación del principio de Heisemberg al electrón considera que, debido a la naturaleza ondulatoria del electrón, no es posible determinar con precisión la posición del electrón y su momento, sino que debe haber una incertidumbre en sus medidas
Como consecuencia de este principio, si se determina con precisión la energía de un electrón, no se puede localizarlo, sino que se habla de la probabilidad de encontrarlo en un lugar y tiempo determinado, de forma, que si la probabilidad de encontrarlo en un  punto es alta, se dice que la densidad electrónica en ese punto también lo es.

No podemos hablar de órbitas sino de ORBITALES, zonas del espacio donde existe la máxima

probabilidad de encontrar al electrón.

Orbitales atómicos

Los orbitales se nombran en función del valor de l, así para l = 0, el orbital se nombra orbital s; para l = 1, orbital p; para l = 2, orbital d; para l = 3, orbital f; y así sucesivamente.
El cuarto número cuántico, s, que define a un electrón en un átomo hace referencia al momento angular de giro del mismo.

Los valores del número cuántico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital.

El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos(n, l y m) sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones que difieren entre si el número espín, siendo uno +1/2 y el otro -1/2.

Así, las diferentes combinaciones de números n, l y m corresponden a los diferentes orbitales:

Átomos polielectrónicos

En el átomo de hidrógeno el  valor de la energía de un orbital sólo depende del valor de n. Así, todos los orbitales de la misma subcapa y todas las subcapas de la misma capa tienen la misma energía, es decir son degenerados. 

En los átomos polielectrónicos (átomos con más de un electrón) no ocurre esto, pues aparecen nuevos factores a tener en cuenta, como son las repulsiones interelectrónicas que modifican la energía de los orbítales, por ello la energía depende también del valor de l. En un átomo multielectrónico de n=3 por ejemplo, aparecen ahora 3 subcapas, 3s, 3p y 3d. 

Así, la configuración electrónica se hará teniendo en cuenta que los electrones se iran posicionando ocpando la menor energia posible.

(Todo esto tiene como único fin explicar el motivo por el que la configuración electrónica sigue el orden 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <6s < 4f )


Así, el orden que se seguirá para la configuración electrónica se define por:

Además de esto, debemos tener en cuenta:

- Principio de exclusión de pauli. 

El principio indica que dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Esto se traduce en que si son iguales en sus tres primeros números cuánticos, deben diferir en el espín. 

-Regla de Hund
 En orbitales que tienen iguales valores de n y l, los electrones tenderán a ocupar orbitales con distintos valores de ml, y sus espines serán paralelos, es decir que en orbitales degenerados  los electrones tienden a estar lo más desapareados posible.

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