Isótopo

Un isótopo se define como cada uno de los átomos de un mismo elemento químico, que poseen el mismo número atómico pero diferente número másico. La diferencia radica en el número de neutrones presentes en el núcleo.

Modelo Atómico de Bohr

Antecedentes

• Radiación electromagnética: La luz visible es un caso particular de este fenómeno físico. Consiste en dos campos, uno eléctrico y otro magnético, que oscilan en planos perpendiculares entre sí y se propagan en una dirección perpendicular a los planos de vibración de ambos campos.
• Espectro electromagnético: Existen varios tipos de radiación electromagnética, que se diferencian entre sí por su longitud de onda y, por tanto, por su frecuencia. Al conjunto de todos estos tipos de radiación se le llama espectro electromagnético. A cada radiación electromagnética le corresponde una frecuencia (número de veces que la onda vibra en un segundo) y una longitud de onda (distancia mínima que separa dos puntos de la onda que se encuentran en el mismo estado de vibración).
• Espectro: Conjunto de las radiaciones electromagnéticas, visibles o no, que emite o absorbe una sustancia. Cada sustancia tiene su espectro característico, que sirve como identificación. Los espectros atómicos eran discontinuos, formados por rayas separadas en lugar de formar una banda continua (espectro continuo). Esto indicaba que los átomos no emitían ni absorbían la radiación electromagnética de cualquier frecuencia, sino en valores concretos.

Hipótesis Cuántica de Planck

Un cuerpo negro es aquel que emite o absorbe todos los tipos de radiación electromagnética, generando un espectro continuo. La cantidad de cada tipo de radiación, es decir, la intensidad de radiación emitida de cada frecuencia por el cuerpo negro, no podía explicarse con las teorías clásicas. Planck propuso que la materia era discontinua y la energía también, ya que debe ser siempre emitida o absorbida en forma de “paquetes” elementales e indivisibles (cuantos de energía). Además, la energía de cada cuanto es proporcional a la frecuencia de radiación (E = h.v), donde h = 6,626.10^-34 J.s. Esto implicaba que la materia y la radiación no eran eternamente divisibles.

Einstein, basándose en el efecto fotoeléctrico, postuló que la radiación electromagnética estaba compuesta por fotones (cuantos de Planck) y que, al chocar y ser absorbidos por los electrones del metal, eran capaces de arrancarlos. Rutherford, por su parte, había propuesto un modelo atómico en el que el electrón precipitaba al núcleo debido a la fuerza electromagnética.

Postulados de Bohr

1. Hipótesis de los estados estacionarios: El electrón gira alrededor del núcleo solo en un conjunto fijo de órbitas permitidas (estados estacionarios), en las que gira sin absorber ni emitir energía.
2. Condición de cuantización: De las infinitas órbitas posibles, solo son aceptables como estados estacionarios aquellas cuyo valor del momento angular, L, sea un múltiplo entero de h/2π, y R = n².a.
3. Los electrones pueden saltar de una órbita permitida a otra, también permitida, absorbiendo o emitiendo energía. Si esta energía se absorbe o se emite en forma de radiación, la frecuencia de la radiación cumple la condición cuántica de Planck: ΔE = h.f. E = -h/n².

Modelo de Sommerfeld

Sommerfeld introdujo el número cuántico secundario o azimutal (l), que puede tomar valores desde 0 hasta n-1.

Efecto Zeeman

El efecto Zeeman se refiere a la influencia de un campo magnético externo en el espectro atómico. Se introduce el número cuántico magnético (m), que describe la orientación de la órbita en el espacio y puede tomar valores desde -l hasta +l, pasando por 0.

Mecánica Cuántica

Dualidad Onda-Corpúsculo de De Broglie

De Broglie propuso la dualidad onda-corpúsculo tanto para la materia como para la radiación: toda partícula material lleva asociada una onda de materia cuya longitud de onda viene dada por λ = h/p = h/mv.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

El Principio de Incertidumbre de Heisenberg establece que es imposible determinar simultáneamente y con precisión absoluta la posición y el momento lineal de una partícula. 2πR.mv = n.h.

Ecuación de Schrödinger

La ecuación de Schrödinger describe el comportamiento de los electrones en los átomos. Un orbital atómico representa una región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón.

Orbital

Un orbital se define como el conjunto de tres números cuánticos (n, l, m) en la ecuación de Schrödinger que nos da como solución real una zona del espacio en la que se encuentra un electrón con una probabilidad del 90%.

Números Cuánticos

• n (principal): Indica el nivel de energía de un electrón u orbital en el átomo. Está relacionado con la distancia media a la que se encuentra el electrón del núcleo o con el tamaño del orbital.
• l (secundario o del momento angular): Indica distintos subniveles energéticos que pueden existir para un nivel dado. Cada subnivel se compone a su vez de orbitales. Determina la forma espacial del orbital. l = 0 corresponde a una esfera (s), l = 1 a un ovoide (p), l = 2 a un trébol (d).
• m (magnético): Indica las orientaciones espaciales que puede tomar un orbital dado, ya que están cuantizadas. Indica cuántos orbitales hay de un determinado tipo dentro de cada subnivel.
• m_s (magnético de espín): Indica las dos únicas posibles orientaciones que puede adoptar el campo magnético interno del electrón en presencia de un campo magnético externo.

Principio de Exclusión de Pauli

El Principio de Exclusión de Pauli establece que en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

El Principio de Máxima Multiplicidad de Hund indica que cuando en un subnivel energético existen varios orbitales disponibles, los electrones se sitúan lo más desapareados posible (espines paralelos). Primero se semiocupan los orbitales y luego se completan (como en los casos del Cu y Cr).

Energía de Ionización (E.I.)

La energía de ionización es la energía necesaria para “arrancar” un electrón de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental. El átomo se convierte en un ion monopositivo. En un periodo, hacia la derecha es más difícil quitar un electrón, hay que darle más energía, se acerca más a la configuración de gas noble.

Afinidad Electrónica (E.A.)

La afinidad electrónica es la energía que desprende un átomo de un elemento en estado gaseoso cuando coge un electrón en su última capa, convirtiéndose en un ion negativo.

Electronegatividad

La electronegatividad es la tendencia que tiene un elemento a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace covalente con otro átomo.