Evolución de los Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Thomson

El primer modelo atómico fue propuesto por Thomson en 1904. Thomson descubrió el electrón (e⁻), una partícula con carga negativa, masa de 9.1 x 10⁻³¹ kg y carga de -1.6 x 10⁻¹⁹ Culombios.

Teoría de Thomson: El átomo estaba formado por una esfera de materia con carga positiva, en la cual se encontraban incrustados los electrones con carga negativa. La suma total de las cargas positivas y negativas era neutra, resultando en una carga total de 0.

Experimento de Rutherford y sus Consecuencias

En 1911, Rutherford descubrió el protón, una partícula con carga positiva cuya magnitud es igual a la del electrón, pero con una masa mucho mayor (1.6 x 10⁻²⁷ kg). La masa del protón es aproximadamente 1836 veces la del electrón (Mp = 1836 Me). La teoría atómica de Rutherford se basa en un experimento de laboratorio:

Experimento: Rutherford lanzó partículas alfa (núcleos de helio) provenientes de una fuente radiactiva sobre una lámina de oro muy fina, rodeada por una película fotográfica. Observó que la mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina sin desviarse, una pequeña porción sufría desviaciones y muy pocas rebotaban hacia atrás.

Conclusiones de Rutherford: El átomo es una estructura hueca, con un núcleo central muy pequeño donde se sitúan los protones y, por tanto, casi toda la masa del átomo. Alrededor del núcleo se encuentra un gran espacio llamado corteza, donde giran los electrones en una cantidad igual al número de protones del núcleo para que la carga sea 0. El modelo de Rutherford no especificaba la ubicación de las órbitas de los electrones, permitiendo cualquier órbita posible.

Deficiencias del Modelo de Rutherford

1. Según la teoría del electromagnetismo, una carga electrónica en movimiento y sometida a una fuerza de atracción emite energía. Por lo tanto, los electrones en movimiento alrededor del núcleo deberían emitir energía, disminuyendo su energía y acercándose al núcleo hasta caer en él.
2. El modelo de Rutherford no explica la formación de los espectros atómicos.

Características de las Ondas Electromagnéticas

Una onda electromagnética no necesita un medio material para propagarse, puede hacerlo en el vacío.

• Longitud de onda (λ): Distancia mínima entre dos puntos equivalentes de la onda.
• Frecuencia (f): Número de longitudes de onda que pasan por un punto en un segundo, medida en hercios (Hz). 1 Hz = 1 s⁻¹.
• Número de ondas: V = 1/λ = λ⁻¹.
• Velocidad de onda electromagnética (c): 300,000 km/s. La frecuencia se define como el número de longitudes de onda en 300,000 km/s: f = c/λ.
• Periodo (t): Tiempo que tarda en pasar una longitud de onda, medido en segundos.

Espectros Atómicos de Emisión

Cuando un átomo recibe energía mediante radiación electromagnética, se excita y luego vuelve a su estado natural o fundamental, emitiendo la energía que captó en forma de luz. Esta radiación luminosa se recoge en una placa fotográfica, donde se marca con una serie de rayas discontinuas, lo que se conoce como espectro atómico. Cada átomo tiene su espectro atómico particular, que permite su identificación.

Radiación Electromagnética en el Entorno Visible

Las distancias atómicas son muy pequeñas, por lo que se utiliza el ångström (Å) como unidad de longitud (1 Å = 1 x 10⁻¹⁰ m). Las longitudes de onda de la radiación electromagnética también se pueden expresar en Å. En una escala de longitudes de onda, las que se encuentran entre 4000 y 7000 Å corresponden a la radiación electromagnética visible. Por debajo de 4000 Å se encuentra la radiación ultravioleta, y por encima de 7000 Å, la radiación infrarroja. En los espectros atómicos, la radiación electromagnética se encuentra en el entorno visible.

Hipótesis de Planck

Cuando un átomo desprende energía radiante (energía electromagnética), esta energía está relacionada con la frecuencia de la radiación emitida. La energía de la radiación emitida es igual a la constante de Planck (h) multiplicada por la frecuencia (f): E = h·f; h = 6.63 x 10⁻³⁴ J·s.

Teoría de Bohr (1913)

Bohr intentó solucionar los problemas del modelo de Rutherford proponiendo un modelo atómico basado en tres postulados:

1. Primer postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía.
2. Segundo postulado: No todas las órbitas alrededor del núcleo son posibles o permitidas. Solo aquellas que cumplen la condición: el radio de la órbita posible es igual a a₀ · n², donde a₀ es una constante de valor 0.529 Å y n es el número cuántico del átomo (números enteros según la órbita). Cada órbita tiene asignado un nivel de energía, siendo la órbita más baja la de menor energía.
3. Tercer postulado: Cuando un electrón en un átomo excitado pasa de un nivel superior de energía a otro inferior, la diferencia de energía entre ambos niveles se emite en forma de fotón luminoso, cumpliendo la hipótesis de Planck: En₂ – En₁ = h·f. Esta luz emitida crea los espectros atómicos, que dan una idea de cómo se distribuyen los niveles energéticos en la corteza del átomo.

Ecuación de Balmer-Rydberg

En 1885, Johan Balmer intentó dar una solución matemática a las líneas visibles del espectro del hidrógeno, obteniendo una ecuación para las frecuencias de esas líneas: F = R (1/n₁² – 1/n₂²), donde R es la constante de Balmer y n son números enteros. En 1888, Rydberg modificó esta fórmula introduciendo el concepto de número de onda, sustituyendo la frecuencia por c/λ. Bohr utilizó la fórmula de Rydberg para su modelo, determinando la longitud de onda de la luz emitida en cada salto electrónico.

Dualidad Onda-Corpúsculo de la Energía Radiante y su Utilización por De Broglie

Newton propuso que la luz tenía una estructura corpuscular, formada por pequeños corpúsculos de energía. Posteriormente, Huygens propuso que la luz era una onda. Se concluyó que la luz y la radiación electromagnética tienen una doble naturaleza: corpuscular (fotones) y ondulatoria. Esta dualidad implica que se pueden aplicar conceptos y ecuaciones de ondas y partículas a la radiación electromagnética.

Si la radiación tiene naturaleza corpuscular, se aplica la fórmula de Einstein (E = m·c²). Si tiene naturaleza ondulatoria, se aplica la ecuación de Planck (E = h·f). Igualando ambas fórmulas: h·f = m·c² → h·c/λ = m·c² → h/m·c = λ. En 1923, De Broglie estableció que los electrones también tienen un movimiento ondulatorio, aplicando la ecuación de la longitud de onda de los fotones al electrón: λ = h/mₑ·vₑ = h/Pₑ.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg (1926)

Es imposible determinar con exactitud la posición y la cantidad de movimiento de un electrón al mismo tiempo. Si Δx es la indeterminación de la posición y Δp la indeterminación de la cantidad de movimiento, se cumple que Δx · Δp ≥ ħ, donde ħ = h/2π. Una mayor precisión en la posición implica una menor precisión en la cantidad de movimiento, y viceversa.

Schrödinger y el Concepto de Orbital

Schrödinger unió los modelos de De Broglie y Heisenberg, considerando al electrón como una onda cuya función depende de las coordenadas del espacio y el tiempo (Ψ). El cuadrado de la función de onda (Ψ²) da la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio. Un orbital es la región del espacio donde es más probable encontrar al electrón. Una solución de Ψ² es una zona de probabilidad alrededor del núcleo con forma esférica. Otras formas son p, d y f.

Schrödinger y los Niveles Energéticos en la Corteza Atómica

Schrödinger sometió la función de onda a una operación matemática (operador Hamiltoniano) para cuantificar los niveles de energía: HΨ = EΨ. Las soluciones obtenidas son:

• En la corteza del átomo existen 7 niveles de energía diferentes, determinados por el número cuántico principal (n), con valores de 1 a 7.
• Dentro de estos niveles hay subniveles de energía, determinados por el número cuántico secundario (l), con valores de 0 a n-1.
• Cada subnivel de energía tiene un tipo de orbital: l=0 (tipo s), l=1 (tipo p), l=2 (tipo d), l=3 (tipo f).
• El número de orbitales de cada tipo en cada subnivel está determinado por el número cuántico magnético (m), con valores desde -l hasta +l, pasando por 0.
• En cada orbital caben dos electrones, que tienen un movimiento de rotación sobre sí mismos (spin), generando un momento magnético. Si la rotación es de derecha a izquierda, el momento magnético va hacia abajo (s = -1/2); si es de izquierda a derecha, va hacia arriba (s = 1/2). La orientación del momento magnético se determina por el número cuántico de spin (s = ±1/2). Dos electrones en el mismo orbital deben tener spines contrarios.

El modelo mecano-cuántico coincide con el modelo de Bohr en que la corteza está dividida en niveles de energía, que reciben nombres de letras según el valor del número cuántico principal. Los niveles de energía son crecientes cuanto más externos están. Los números cuánticos permiten conocer la composición de un nivel energético.

Principio de Exclusión de Pauli

En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Como máximo, pueden tener los tres primeros iguales, lo que significa que pueden estar en la misma capa, subnivel y orbital, pero con distinto spin.

Máxima Multiplicidad de Hund

Cuando los electrones ocupan orbitales degenerados, primero semiocupan todos los orbitales con un spin de ½ y luego rellenan los orbitales con spines contrarios. La configuración electrónica de un elemento es la distribución de sus electrones en la corteza del átomo. Los electrones ocupan los niveles, subniveles y orbitales de menor a mayor energía. La energía de un orbital se determina por la suma de sus números cuánticos n y l. A menor (n+l), menor energía. Si la suma es igual, tendrá más energía el que tenga mayor número cuántico principal.

Paramagnetismo y Diamagnetismo

Los elementos con configuraciones electrónicas donde todos sus electrones están apareados no se ven afectados por un campo magnético externo, presentando diamagnetismo. Los elementos con electrones desapareados poseen momentos magnéticos que no se compensan, siendo atraídos débilmente por los polos de un imán, presentando paramagnetismo (ej: Al, O, Platino y Estaño).

Composición del Núcleo Atómico

El núcleo del átomo está compuesto por nucleones: protones (descubiertos por Rutherford) con carga positiva y neutrones (descubiertos por Chadwick), ambos con masas similares. En los años 70, se descubrió que los nucleones están compuestos por partículas más pequeñas llamadas quarks. Hay 6 tipos de quarks, pero solo 2 intervienen en la formación de protones y neutrones: quark-u (+2/3) y quark-d (-1/3). Un protón está formado por 2 quarks u y 1 quark d (carga total +1), y un neutrón por 1 quark u y 2 quarks d (carga total 0). La función del neutrón en el núcleo es estabilizadora, ya que los protones se repelerían sin ella. En el núcleo se concentra prácticamente toda la masa del átomo.

Tabla Periódica

En 1869, Mendeleiev organizó la primera tabla periódica en orden creciente de masa atómica. Posteriormente, Moseley propuso ordenarlos por número atómico. La tabla actual se debe a Werner y Paneth, con 7 filas (periodos) y 18 columnas (grupos o familias). Los grupos representan familias de elementos con propiedades químicas similares. Los grupos I y II y del XIII al XVII son elementos representativos; los grupos del III al XII son elementos de transición; y los lantánidos y actínidos son elementos de transición interna.

Nombres de los grupos representativos:

• 1 (IA): Metales alcalinos
• 2 (IIA): Metales alcalinotérreos
• 13 (IIIA): Boroideos
• 14 (IVA): Carbonoideos
• 15 (VA): Nitrogenoideos
• 16 (VIA): Anfígenos
• 17 (VIIA): Halógenos
• 18 (VIII): Gases nobles

Los periodos representan el último nivel energético que se está llenando. Los elementos representativos tienen un número de grupo que coincide con el número de electrones en su última capa o valencia. En los grupos B o elementos de transición, la numeración coincide con el número de electrones en los orbitales que se están llenando en su último nivel energético.

Radio Atómico y Radio Iónico

La tabla periódica tiene propiedades que se repiten periódicamente:

• Radio atómico: Distancia desde el centro del átomo al último electrón estable de su corteza.
• Radio iónico: Distancia desde el centro del átomo al último electrón estable de su corteza en un ion.

Al bajar en un grupo, el radio atómico aumenta porque hay un nivel energético más. Al avanzar en los periodos, disminuye porque los electrones entran en el mismo nivel energético y la carga de protones aumenta, incrementando la atracción eléctrica.

Energía de Ionización (EI)

Es la energía necesaria para que un átomo en estado gaseoso y fundamental pierda un electrón y se transforme en un ion monopositivo: A + EI₁ = A⁺ + 1e⁻. Se puede realizar el mismo proceso con el catión formado: A⁺ + EI₂ = A²⁺ + 1e⁻. Quitar un electrón a un catión monopositivo cuesta más energía que quitárselo a un átomo neutro (EI₂ > EI₁). La EI₁ está relacionada con el radio atómico: a mayor radio, menor EI.

Afinidad Electrónica

Es la energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso y fundamental captura un electrón, transformándose en un anión mononegativo. No existe una segunda afinidad electrónica, ya que el anión formado repelería al electrón que pretende tomar. La afinidad electrónica disminuye al bajar en un grupo y aumenta al avanzar en un periodo.

Electronegatividad

Es la capacidad de un átomo para atraer la pareja de electrones de un enlace covalente. Pauling asignó un valor de 4 al flúor (más electronegativo) y 0.7 al cesio (menos electronegativo). La electronegatividad disminuye al bajar en los grupos y aumenta al avanzar en un periodo.

Configuración Electrónica

Para representar la configuración electrónica en la tabla periódica, se utiliza la notación Kernel, que muestra la configuración electrónica de un elemento en función del gas noble anterior. Los orbitales se pueden colocar en orden creciente de energía (notación de Madelung) o en orden creciente de número atómico.

Periodicidad de la Configuración Electrónica para Elementos Representativos

La configuración electrónica es una propiedad periódica. Los elementos representativos tienen las siguientes configuraciones:

• Grupo 1 (IA): ns¹
• Grupo 2 (IIA): ns²
• Grupo 13 (IIIA): ns² np¹
• Grupo 14 (IVA): ns² np²
• Grupo 15 (VA): ns² np³
• Grupo 16 (VIA): ns² np⁴
• Grupo 17 (VIIA): ns² np⁵
• Grupo 18 (VIIIA): ns² np⁶

Periodicidad de la Configuración Electrónica de los Elementos de Transición y Anomalías

En los elementos de transición, se llenan los orbitales de tipo d. Debería estar completo el orbital s más externo y luego se llenarían los orbitales d del nivel anterior. Sin embargo, se producen anomalías donde uno o dos electrones del orbital s se transfieren al orbital d por cuestiones de estabilidad energética. Ejemplos: el cromo (Cr) es [Ar] 4s¹ 3d⁵ en lugar de [Ar] 4s² 3d⁴, y el cobre (Cu) es [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ en lugar de [Ar] 4s² 3d⁹.

Carácter Metálico

Un metal tiene pocos electrones en su última capa (1, 2 o excepcionalmente 3 o 4) y tiende a cederlos. Un no metal tiende a captar electrones. El carácter metálico aumenta al bajar en los grupos y disminuye al avanzar en los periodos.

Masa Atómica Relativa

Los isótopos son átomos con el mismo número atómico pero diferente número de neutrones. La masa atómica relativa de un elemento en la tabla periódica se calcula como la media ponderada de las masas de sus isótopos. Ejemplo: para el hidrógeno, la masa relativa se calcula con las abundancias de ¹H, ²H y ³H.