1. Modelos Atómicos

1.1. Modelo de Thomson (Pudín de Pasas)

El átomo es una esfera cargada positivamente con los electrones incrustados en ella.

1.2. Modelo de Rutherford (Modelo Planetario)

1.2.1. General

El átomo está formado por un núcleo central cargado positivamente, en el que se concentra la masa atómica, y a gran distancia giran los electrones en una única órbita circular.

1.2.2. Principios

1. El átomo está vacío en su mayor parte.
2. Posee un núcleo donde se concentra la carga positiva, que contrarresta la de los electrones, y la masa atómica.
3. Los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo a gran distancia, en una órbita esférica.

1.2.3. Limitaciones

• La estabilidad de los electrones contradice la teoría electromagnética de Maxwell: las partículas cargadas y en movimiento, como los electrones, deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, con lo que irían perdiendo energía haciéndoles precipitarse contra el núcleo, con lo que el átomo sería inestable llegando a su autodestrucción.
• No explica los espectros obtenidos para todos los átomos, ya que, según Rutherford, todos los electrones se hallan a la misma distancia del núcleo, y esto no explica la discontinuidad energética (la serie de líneas de los espectros de absorción y emisión).
• Su modelo no podía explicar los espectros de los átomos y/o iones con más de un electrón (multielectrónicos).
• No explica el efecto Zeeman (desdoblamiento de las líneas espectrales en campo magnéticos), lo que supone un mayor nivel de cuantización que el previsto por Bohr.
• Según la comunidad científica de la época le faltaba coherencia en su desarrollo al mezclar ideas clásicas con cuánticas.

1.3. Modelo de Bohr

1.3.1. General

• 1er Postulado (Hipótesis de los estados estacionarios): Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias, y mientras un electrón está girando alrededor del núcleo no absorbe ni emite energía.
• 2º Postulado (Condición de cuantización de las órbitas): Aplica la teoría cuántica de Planck, proponiendo que sólo algunas órbitas estarían permitidas o serían posibles para los electrones, explicando así los espectros de absorción y emisión. Las órbitas posibles se relacionan con hxf.
• 3er Postulado (Hipótesis de los saltos electrónicos): Los electrones sólo pueden saltar entre niveles permitidos, absorbiendo o emitiendo energía en forma de radiación electromagnética en este tránsito, justificando así las frecuencias recogidas en los espectros.

1.3.2. Aciertos

• Justifica la estabilidad del átomo mediante la existencia de órbitas estacionarias (primer postulado).
• Introduce el concepto de niveles energéticos, explicando así el espectro del hidrógeno y otros mediante la hipótesis de los saltos electrónicos (tercer postulado). De este modo se podían calcular las longitudes de onda asociadas a las rayas del espectro del hidrógeno.
• Relaciona las propiedades químicas de los elementos con su estructura electrónica, dando la primera justificación para el ordenamiento de la tabla periódica actual.
• Permite deducir los radios de las órbitas y sus energías.

1.3.3. Innovación

La innovación más importante del modelo atómico de Bohr fue la cuantización del átomo, es decir, aplicar la teoría cuántica al modelo: los electrones orbitan alrededor del núcleo en órbitas cuantizadas o de energía determinada, esto es, no todas las órbitas son posibles.

1.4. Modelo Mecano-Cuántico (Actual)

1.4.1. Principios/Teorías

• Principio de Broglie (dualidad onda-corpúsculo)
• Principio de Heisenberg o de incertidumbre
• Concepto de orbital atómico (Ecuación de Schrödinger)

1.4.2. Definición de Órbita y Orbital

La órbita describe una trayectoria totalmente definida, en la que el electrón viaja a una velocidad determinada.

El orbital es una región en el espacio con alta probabilidad de encontrar a un electrón (+ de un 90%), debido a la imposibilidad de conocer con exactitud su posición y velocidad en un momento determinado (Principio de Heisenberg).

2. Configuración Electrónica

Es la representación de cómo se distribuyen, estructuran u organizan, los electrones en un átomo.

2.1. Principios

• Principio de Aufbau (basado en el diagrama de Möeller): los electrones entran primero en los orbitales de menor energía.
• Principio de exclusión de Pauli: dentro de un mismo átomo no pueden coexistir dos electrones con el mismo valor de los 4 números cuánticos.
• Principio de Máxima multiplicidad de Hund: máximo número de electrones desapareados en el subnivel electrónico.

3. Definiciones

• Energía de ionización (EI): Energía que hay que comunicar a un átomo neutro, y en estado gaseoso, para arrancar el electrón más débilmente retenido.
• Afinidad electrónica (AE): Variación de energía que tiene lugar cuando un elemento, en estado gaseoso, capta un electrón.
• Electronegatividad (EN): Es la suma conceptual de la energía de ionización y la afinidad electrónica, y mide la tendencia de los elementos a captar electrones.
• Radio atómico (R.at): Identifica la distancia media entre dos núcleos de un mismo elemento enlazados entre sí y también se puede medir desde el núcleo hasta el último electrón.

4. Números Cuánticos

• Número cuántico principal (n): Indica el nivel energético y tamaño. Valores: de 1 a + ∞.
• Número cuántico secundario o azimutal (l): Está relacionado con la forma del orbital. Valores: de 0 a (n-1).
• Número cuántico magnético (ml): Informa sobre su orientación. Valores: de -l a +l, incluyendo el 0.
• Número cuántico de espín (ms): Está relacionado con el movimiento de giro del electrón sobre sí mismo. Valores: +1/2, -1/2.