Modelos Atómicos

Repaso General de las Teorías Atómicas Anteriores (Dalton, Thomson, Rutherford)

Evidencias Contra el Modelo Atómico de Rutherford

A) El Desarrollo de la Teoría Electromagnética

Esta teoría establece que cualquier partícula cargada y sometida a aceleración debe emitir energía en forma de ondas electromagnéticas. Así pues, aún suponiendo que el electrón se mueva con velocidad constante, tendría una aceleración normal para que su trayectoria fuera curva. Por lo tanto, debe emitir energía, y si lo hace, debe tomarla de alguna parte. En consecuencia, el átomo sería inestable y los electrones se irían aproximando al núcleo hasta caer sobre él.

B) El Estudio de los Espectros

Repaso del Concepto de Movimiento Ondulatorio

Llamaremos onda a aquella perturbación que se propaga en el espacio sin transporte de materia (solo se propaga la energía). Las ondas pueden propagarse tanto en un medio material como en ausencia de este.

Las ondas se clasifican en función de la dirección de la vibración y de la propagación de la onda en:

• Ondas transversales (ej. agua)
• Ondas longitudinales (ej. un muelle)

Los parámetros característicos de una onda son:

• Fase: estado del movimiento
• Elongación: Distancia de un punto en vibración a la posición de equilibrio
• Amplitud (A): elongación máxima
• Longitud de onda (λ): distancia entre 2 puntos que vibran en fase
• Periodo (T): tiempo que tarda una vibración en recorrer una longitud de onda
• Frecuencia (ν): número de longitudes de onda que se propagan por unidad de tiempo. ν = 1/T
• Velocidad de propagación de una onda (v): v = λ/T o v = λ.ν

Cuando una carga eléctrica genera una perturbación en el espacio, tiene lugar la aparición de un campo eléctrico. Si además esa carga está en movimiento, genera un campo magnético. La propagación de esa perturbación formada por un campo eléctrico y un campo magnético perpendicular se conoce como onda electromagnética.

Existen diferentes tipos de ondas electromagnéticas, y todas ellas se propagan en el vacío a la misma velocidad; este valor es una constante universal y se conoce habitualmente como velocidad de la luz (c) c = 3.10⁸ m/s

Concepto de Espectro

Cuando se hace pasar un haz fino de luz blanca a través de un prisma, nos aparecen los colores del arco iris. Este conjunto de bandas coloreadas se conoce como espectro visible y es continuo.

a) Espectros de Emisión de Sólidos, Líquidos y Gases

Cuando un sólido o un líquido se ponen en estado incandescente, emite luz en forma de espectro continuo. Este espectro solo depende de la temperatura y no de la naturaleza química de la sustancia. Por lo tanto, a una temperatura dada, todos los espectros son iguales.

Cuando un gas se calienta o se excita por descarga eléctrica, emite también radiación en lo que se conoce como espectro atómico de emisión. Este espectro no es continuo, sino que está formado por un conjunto de bandas coloreadas separadas por zonas oscuras. Cada gas tiene un espectro de emisión característico que permite identificarlo (como una huella dactilar).

b) Espectros de Absorción

Sabemos que la luz blanca (solar) contiene, además de las radiaciones correspondientes al visible, radiaciones infrarrojas y ultravioleta. Cuando hacemos pasar un haz de luz blanca por un volumen de un gas, sobre el espectro continuo aparecen varias líneas oscuras. Estas líneas son características de ese elemento gaseoso (permiten identificarlo).

Además, si comparamos este espectro con el de emisión, se observa que las líneas brillantes que allí aparecían coinciden con las oscuras que aquí aparecen.

Este conjunto de líneas se conoce como espectro de absorción del gas. Las primeras fueron vistas por Fraunhofer en la luz procedente del sol.

c) Espectro de Emisión de los Átomos de Hidrógeno

El estudio de este espectro muestra un conjunto de líneas agrupadas en las zonas del visible y ultravioleta. Rydberg encontró que podría darse una ecuación matemática que justificase la posición de esas rayas, obteniéndose una ecuación conocida como ecuación de Rydberg.

Donde R = 3,28.10¹⁵ Hz; n₁ = 1,2,3…etc; n₂ > n₁

El resultado de sustituir en la ecuación se obtiene un primer conjunto de líneas que se conocen como serie Lyman. El siguiente grupo de líneas, serie Balmer…etc

Consecuencia: Para que un átomo emita una radiación, lógicamente ha debido ser excitado previamente. El hecho de que estas líneas sean características de cada átomo parece indicar que está relacionado con una cierta distribución atómica. Esto se puede interpretar como que los electrones aumentan su energía, volviendo luego a liberarla. Puesto que el espectro está formado por líneas, solo serán posibles determinados valores de energía en el átomo y, por lo tanto, tendrán que existir dentro del átomo determinados niveles de energía donde puede encontrarse el electrón, ya que de no ser así el número de líneas sería infinito.

Todo esto fue enunciado de forma matemática en lo que se conoce como Teoría cuántica de Planck, que dice:

• “Solo pueden existir unos estados energéticos determinados. Un electrón con una determinada energía solo puede pasar a otro estado energético permitido”
• “La energía no es continua y es emitida en forma de paquetes o cuantos”

Matemáticamente sería: E = h.ν Donde h es la constante de Planck. (h = 6,625. 10^-34 J.s) y ν = 1/T

Modelo Atómico de Bohr

Para intentar solucionar los inconvenientes que presentaba el modelo de Rutherford y justificar los resultados de las experiencias nuevas, Bohr propone un nuevo modelo basado en 3 postulados:

1. Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas estacionarias (órbitas en las cuales no se emite energía). (La fuerza eléctrica es igual a la fuerza centrípeta)
2. La energía está cuantizada y solo toma unos valores concretos.
3. Cuando un electrón pasa de una órbita a otra de distinta energía, ésta se emite al exterior en una cantidad que cumple la ley de Planck E = -K/n²

Este modelo fue posteriormente modificado por Sommerfeld, que introduce la posibilidad de que el electrón no describa solo órbitas circulares, sino también elípticas.

Resumen

• Núcleo (protones + neutrones)
• Electrones en órbitas estacionarias, a distancias concretas en órbitas circulares y/o elípticas.

Órbita: trayectoria que describe el electrón en su movimiento en torno al núcleo.

Los Números Cuánticos

Dado que los átomos pueden tener un elevado número de electrones, es necesario introducir algún sistema que nos permita identificarlos y conocer su movimiento. Para ello usaremos un grupo de 4 números que reciben el nombre de números cuánticos.

1. Número cuántico principal (n): Indica el nivel de energía en que se encuentra el electrón. (Distancia al núcleo). Puede tomar los valores de: 1,2,3…….n
2. Número cuántico secundario o azimutal (l): Da información de la forma de la órbita en que se mueve el electrón. A cada uno de los posibles valores se les llama subniveles. En cada nivel hay tantos posibles subniveles como indica n. Puede tomar los valores: 0,1,2,…….(n-1) s,p,d,f…….. Su forma es: s(esférica); p(elíptica);….. Dependiendo del tamaño de los subniveles caben más o menos electrones: s(2 electrones); p(6 electrones); d(10 electrones); f(14 electrones).
3. Número cuántico magnético (m): Representa la orientación o inclinación de la órbita. Puede tomar valores: -(l)…..-3,-2,-1,0,1,2,3……..+(l)
4. Número cuántico de spin (s): Representa el giro del electrón sobre sí mismo. Únicamente puede tomar 2 valores: +1/2, -1/2.

Evidencias Contra el Modelo Atómico de Bohr

El modelo atómico de Bohr y las modificaciones posteriores de este no son capaces de explicar dos teorías que afectan a la base misma sobre la que se sustentan todos los modelos anteriores, a los que llamaremos desde ahora “clásicos”, y que hacen surgir el modelo “mecanocuántico”. Estas dos teorías son:

1. La Dualidad onda-corpúsculo (Hipótesis de Broglie): “Los electrones se comportan como onda y como partícula” (Toda partícula lleva una onda asociada). Einstein había puesto de manifiesto a principios del siglo XX que la luz, además de comportarse como onda, podía a veces comportarse como partícula (fotón). De Broglie supone que el electrón, al ser una partícula extremadamente pequeña, se podría comportar también como partícula y como onda, pudiéndosele aplicar las mismas ecuaciones que para los fotones, siendo la longitud de onda asociada de: λ = h/mv λ = longitud de onda ; m = masa de la partícula ; v = su velocidad
2. Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible conocer con exactitud la posición y la velocidad de una partícula simultáneamente” (Se comete siempre un cierto error)

Modelo Mecanocuántico

Este nuevo modelo surge del estudio o tratamiento matemático realizado por dos investigadores: Heisenberg, Schrödinger y Dirac. Su base es la llamada ecuación de ondas, complicada ecuación matemática propuesta por Schrödinger.

Mediante esta ecuación se pretende calcular dos incógnitas: la función de ondas (Ψ) y la energía del electrón (E). Así mismo, realiza un cálculo de probabilidades de encontrar al electrón en una determinada zona del átomo (Ψ²), y trata al electrón como onda y como partícula.

Como resultado de estas ecuaciones, aparecen unas soluciones que coinciden con los números cuánticos antes citados. (n, m, l, s)

No nos habla de posiciones del electrón como en los modelos clásicos, sino de zonas de probabilidad de encontrarlo. Si nosotros englobamos dentro de una superficie las zonas con un 95% de probabilidad de encontrar al electrón, nos aparecen unas formas geométricas que se denominan orbitales.

Configuración Electrónica

Llamaremos configuración electrónica a la forma en que se distribuyen los electrones en los orbitales de un átomo.

Aunque cabría pensar que los electrones van ocupando los distintos niveles de energía hasta llenarlos, la realidad muestra que no ocurre así, y el llenado de los distintos niveles de energía sigue dos principios:

1. Principio de relleno o construcción: Los electrones van ocupando los orbitales cuya energía sea menor (para recordarlo usaremos una regla nemotécnica)
2. Principio de exclusión de Pauli: en un átomo no pueden existir dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales

Consecuencias:

1. En un orbital solo caben dos electrones como máximo y deben tener espines contrarios (3,0,0,1/2) y (3,0,0,-1/2)
2. Existe un número máximo de electrones que caben en cada nivel (2n²) n= nº cuántico principal