Estructura del Átomo

John Dalton (1766-1844) formuló su célebre teoría atómica. En ella se rompía con las ideas tradicionales y postulaba que la materia está formada por átomos. A partir de ese momento comenzó una etapa de la química y la física repleta de asombrosas evidencias experimentales sin fundamento teórico. La radiactividad natural, descubierta de manera casual en 1896 por el físico francés Henri A. Becquerel (1852-1908), llevó al conocimiento de tres clases de partículas:

• Rayos alfa con carga +
• Rayos beta –
• Rayos gamma sin carga

El Electrón. Modelo Atómico de Thomson

El estudio de la conductividad de gases a baja presión en un tubo de descarga reveló una luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo. La causa de esta luminiscencia era un chorro de partículas con carga negativa (-) que parecía provenir del cátodo. Estas partículas son rayos catódicos. Se comprobó que los rayos catódicos obtenidos con gases diferentes son iguales entre sí y que, en todos los casos, las partículas tenían una relación carga/masa idéntica. El valor fue determinado en 1897 por el físico inglés J.J. Thomson (1856-1940). En 1911 el físico estadounidense R.A. Millikan determinó la carga de las partículas que constituían los rayos catódicos mediante su famoso experimento de la gota de aceite.

El Protón. Modelo Atómico de Rutherford

La nueva reacción recibió el nombre de rayos canales. Las características son las siguientes:

• Tienen carga +
• La relación entre la carga y la masa es diferente según el gas empleado en el tubo.

Los sorprendentes resultados obtenidos por Rutherford llevaron a establecer un nuevo modelo atómico innovador, denominado modelo nuclear del átomo, según este modelo, el átomo está formado por:

• Un núcleo (donde se aloja la carga +)
• Una corteza (formada por electrones)

Isótopos

Los átomos que forman un elemento no son iguales en todo, sino que puede haber átomos con las mismas propiedades químicas pero diferente masa. Se denominan isótopos.

Orígenes de la Teoría Cuántica

Características de la Onda Electromagnética

• Amplitud (A): Desplazamiento máximo de un punto respecto de la posición de equilibrio.
• Longitud de onda: Distancia entre dos puntos análogos consecutivos.
• Frecuencia: Número de variaciones por unidad de tiempo.
• Periodo: Tiempo invertido en efectuar una vibración completa.
• Velocidad: Con la que se propaga la onda.

La frecuencia, la longitud de onda y la velocidad se relacionan mediante la siguiente fórmula: f = λ·v

Espectros Atómicos de Emisión

Llamamos espectro de emisión de un elemento a la radiación emitida por este, en estado gaseoso, cuando se le comunica suficiente energía.

Teoría Cuántica de Planck

Según la teoría del electromagnetismo, la energía de una onda depende solamente de la amplitud. Los cuerpos emiten o absorben la energía en forma de paquetes o cuantos de energía.

Efecto Fotoeléctrico

Si la frecuencia de la radiación es superior a una cierta frecuencia, los electrones emitidos tienen una energía cinética que aumenta a medida que aumenta la frecuencia de la radiación. Al aumentar la intensidad de la radiación, no cambia la energía de los electrones emitidos, pero aumenta su número por tiempo.

Limitaciones del Modelo Atómico de Rutherford

• Los electrones se mueven en órbitas circulares según el modelo de Rutherford y, por tanto, tienen aceleración normal. Una carga eléctrica en movimiento acelerado debe emitir energía. Los electrones deberían caer en una órbita espiral hacia el núcleo hasta chocar con él.
• El electrón pasaría por todas las órbitas posibles describiendo una espiral cuyo centro estaría en el núcleo del átomo y, por tanto, la radiación emitida debería ser continua. Los espectros atómicos de emisión de los elementos son discontinuos.

Modelo Atómico de Bohr

En 1913, Niels Bohr elaboró un nuevo modelo atómico basado en los siguientes postulados:

1. La energía del electrón dentro del átomo está cuantizada.
2. El electrón se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo.
3. Los niveles de energía permitidos al electrón son aquellos en los que su momento angular…
4. Solo se absorbe o emite energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro.

Limitaciones del Modelo de Bohr

• No explicaba por qué la energía en las órbitas atómicas estaba cuantificada ni por qué algunas propiedades de los elementos se repetían periódicamente.
• Al aumentar la resolución de los espectrógrafos se observó que algunas líneas del espectro eran en realidad dos.

Modelo Mecánico-Cuántico del Átomo

Los aspectos más característicos de este modelo quedan reflejados en estas dos teorías:

Dualidad Onda-Partícula

Louis de Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias y que, en ello, toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.

Principio de Indeterminación

Werner Heisenberg estableció que existe un límite en la precisión con la que se pueden determinar simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.

Números Cuánticos

• Número cuántico principal (n): Designa el nivel de energía. Puede asumir cualquier valor entero positivo (1, 2, 3…). El primer nivel es el de menor energía y los siguientes, cada vez más alejados del núcleo, tienen energías mayores.
• Número cuántico del momento angular orbital (l): Determina la forma del orbital y la energía dentro de cada nivel. l: 0, 1, 2,… (n-1)
• Número cuántico magnético (ml): Describe la orientación del orbital en el espacio y explica, entre otras cosas, el desdoblamiento de líneas espectrales al aplicar un campo magnético externo. ml: -l, -(l-1),…, 0,…, (l-1), +l
• Número cuántico magnético del espín del electrón (ms): Nos da el valor de una propiedad intrínseca del electrón y de otras partículas elementales, el espín. +1/2 o -1/2

Configuraciones Electrónicas

• Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
• Regla de Hund: Dos orbitales con los mismos números cuánticos n y l tienen la misma energía. Para llenarlos, primero se coloca un electrón en cada orbital; a continuación, se complementa con el segundo electrón.

Clasificación Periódica de los Elementos

Cuando los elementos se colocan en orden creciente de su número atómico, tiene lugar una repetición periódica de muchas propiedades físicas y químicas de aquellos.

Estructura Electrónica y Tabla Periódica

• Los elementos de un mismo periodo tienen todos el mismo número de niveles electrónicos, completos o no. Este número coincide con el número de periodo.
• Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel más externo o capa de valencia.
• Los elementos de las columnas 1 y 2 son s, los de 13 a 18 p.
• Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas semejantes.

Radios Atómicos

• Dentro de un grupo, el radio atómico aumenta conforme crece el número atómico.
• Dentro de un periodo, el radio atómico aumenta conforme disminuye el número atómico. Hacia abajo y a la izquierda.