Estructura Atómica

Modelo Atómico de Bohr

El modelo atómico de Bohr se basa en tres postulados:

1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía. En estas órbitas, el electrón se ve sometido a la fuerza electrostática del núcleo.
2. Solo son posibles las órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/2π.
3. La energía liberada al pasar un electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de un fotón, cuya frecuencia se obtiene con la ecuación de Planck. Estos fotones producidos por los saltos energéticos son los responsables de los espectros de emisión.

Modelo Atómico de Bohr-Sommerfeld

Sommerfeld perfeccionó el modelo de Bohr considerando que las órbitas podían ser elípticas.

• El número cuántico secundario, l, puede adquirir varios valores: l = 0, 1, 2, 3… (n-1).
• Ejemplo: para n=3; l=0, 1, 2.
• El número cuántico magnético, que se representa como m_l, toma valores: m_l = –l, …, 0, …, +l.
• Para el ejemplo anterior, para los tres posibles valores de l, m_l adquirirá los valores:
  • l=0; m_l=0
  • l=1; m_l=-1, 0, +1
  • l=2; m_l=-2, -1, 0, +1, +2
• El número cuántico de espín, m_s, solo puede adquirir los valores -1/2 y +1/2.

Principio de Incertidumbre

• Este principio, enunciado por Heisenberg, indica que es conceptualmente imposible conocer simultáneamente y con exactitud el momento lineal, p=m·v, y la posición, x, de una partícula en movimiento. Siendo el producto de las incertidumbres de la posición y del momento constante.
• Se define orbital como la región del espacio alrededor del núcleo en la que es máxima la probabilidad de encontrar al electrón con una energía determinada.

Orbital y Números Cuánticos

• Orbital: zona del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
• Número cuántico principal, n: n=1, 2, 3, 4,… Nos da idea del nivel al que se encuentra el electrón, del tamaño y la energía del orbital, siendo n=1 el nivel de menor energía.
• Número cuántico secundario, l: l=0, 1, 2,…, (n-1). Nos da idea de la energía y forma del orbital.
  • l=0, orbital s, de simetría esférica.
  • l=1, orbital p, lobular, con tres tipos de orbitales: p_x, p_y y p_z.
  • l=2, orbital d, con cinco tipos de orbitales.
  • l=3, orbital f, con siete tipos de orbitales.
• Número cuántico magnético, m_l: m_l=-l,…, 0,…, +l. Nos da idea de la orientación del orbital en el espacio.
• Número cuántico de espín, m_s: m_s=-1/2 o +1/2. Indica el sentido de giro del electrón sobre sí mismo.
• Regla de la máxima multiplicidad de Hund: Los electrones que entran en orbitales degenerados, con igual energía (p, d y f), lo hacen ocupando el mayor número posible de ellos, de tal forma que los electrones se coloquen lo más desapareados posible.
• Estado excitado: denominamos estado excitado a cualquier ordenación posible de los electrones que no siga el llenado de electrones con secuencia energética de mínima energía. Estos estados excitados se corresponden a configuraciones en las que se han producido transiciones de electrones, pero hay que tener en cuenta que estas transiciones de electrones entre orbitales se producen, frecuentemente, dentro de un mismo nivel.

Sistema Periódico

• Grupo 1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (alcalinos).
• Grupo 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra (alcalinotérreos).
• Grupo 13: B, Al, Ga, In, Tl (térreos).
• Grupo 14: C, Si, Ge, Sn, Pb (carbonoideos).
• Grupo 15: N, P, As, Sb, Bi (nitrogenoideos).
• Grupo 16: O, S, Se, Te, Po (anfígenos).
• Grupo 17: F, Cl, Br, I, At (halógenos).
• Grupo 18: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (gases nobles).
• Apantallamiento: el apantallamiento se produce por la repulsión entre los electrones del átomo.
• Carga nuclear efectiva: por efecto del apantallamiento, el electrón del último nivel recibirá en menor intensidad la fuerza atractiva total de la carga de los protones que hay en el núcleo. A esta nueva carga se la conoce como carga nuclear efectiva, Z*.
• La carga nuclear efectiva de un periodo aumenta de izquierda a derecha porque aumenta el número atómico y el apantallamiento no.
• La carga nuclear efectiva de un grupo no varía, porque el número atómico y el apantallamiento aumentan de la misma forma.

Propiedades Periódicas

• Radio atómico: mitad de la distancia internuclear mínima, d, que presenta una molécula diatómica de ese elemento en estado sólido.
• Radio iónico: se distingue el radio de los cationes y aniones.
  • Cationes: al perder electrones habrá un menor apantallamiento para un mismo número atómico, con lo que la carga nuclear efectiva en los cationes será mayor que en el elemento neutro. Esto provoca que el catión tenga un menor tamaño.
  • Aniones: se produce el efecto contrario. Aumentan los electrones. Por tanto, para un mismo número atómico el apantallamiento es mayor. Como tenemos más electrones que protones en el núcleo, la carga nuclear efectiva disminuye; el resultado es que aumenta el radio.
• Energía de ionización (EI): es la mínima energía necesaria para que un átomo neutro, X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, ceda un electrón de su nivel externo y dé lugar a un ion monopositivo, X⁺, también en estado gaseoso fundamental. Este proceso es siempre endotérmico.
• Afinidad electrónica (AE): es la variación de energía que se produce cuando un átomo neutro, X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, adquiere un electrón y se transforma en un ion mononegativo, X^–, también en estado gaseoso y fundamental. Este proceso es exotérmico, pero en ocasiones también puede ser endotérmico.
• La tendencia a captar electrones en un periodo aumenta de izquierda a derecha.
• La tendencia a captar electrones en un grupo disminuye de arriba abajo.
• Electronegatividad (EN): es una medida de la capacidad de un átomo para competir por el par de electrones que comparte con otro átomo al que está unido por un enlace químico.
• La electronegatividad de un periodo aumenta de izquierda a derecha.
• La electronegatividad de un grupo disminuye de arriba abajo.