Limitaciones del Modelo de Bohr
El modelo de Bohr, a pesar de su éxito inicial, presentaba limitaciones significativas. No podía explicar por qué las órbitas atómicas estaban cuantificadas ni por qué algunas propiedades de los elementos se repiten periódicamente. Además, los resultados experimentales no siempre se ajustaban a las predicciones del modelo:
- Al aumentar la resolución de los espectrógrafos, se observó que algunas líneas del espectro atómico, que antes se veían como una sola línea, en realidad estaban compuestas por dos líneas muy juntas.
- Al obtener el espectro de una sustancia sometida a un intenso campo magnético, algunas líneas espectrales se dividían en varios componentes.
Modelo Mecánico Cuántico
Para abordar las limitaciones del modelo de Bohr, se desarrolló un nuevo modelo basado en la mecánica cuántica. Las ecuaciones básicas de este nuevo modelo fueron propuestas por Werner Heisenberg y Erwin Schrödinger. El modelo mecánico cuántico introduce conceptos fundamentales que difieren del modelo clásico de Bohr:
Dualidad Onda-Partícula
Louis de Broglie propuso que las partículas materiales, como los electrones, también tienen propiedades ondulatorias. Según la hipótesis de de Broglie, cada partícula en movimiento tiene una onda asociada cuya longitud de onda (λ) está relacionada con su masa (m) y velocidad (v) mediante la siguiente ecuación:
λ = h / mv
donde h es la constante de Planck. La naturaleza ondulatoria de la materia solo es detectable experimentalmente para partículas subatómicas como los electrones.
Principio de Incertidumbre
Werner Heisenberg formuló el principio de incertidumbre, que establece que existe un límite fundamental a la precisión con la que se pueden determinar simultáneamente la posición y el momento (masa por velocidad) de una partícula. Este límite está dado por la siguiente desigualdad:
Δx ⋅ Δp ≥ h / 4π
donde Δx es la incertidumbre en la posición, Δp es la incertidumbre en el momento y h es la constante de Planck. El principio de incertidumbre implica que no podemos conocer con precisión absoluta la trayectoria de un electrón en un átomo.
Orbitales Atómicos
El modelo mecánico cuántico describe el comportamiento de los electrones en los átomos mediante ecuaciones matemáticas complejas. Estas ecuaciones no predicen trayectorias precisas para los electrones, sino que proporcionan una descripción probabilística de su ubicación. En lugar de órbitas definidas, el modelo cuántico introduce el concepto de orbital atómico.
Orbital atómico: región del espacio alrededor del núcleo de un átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón con una energía dada es máxima.
Números Cuánticos
Los números cuánticos son un conjunto de cuatro números que describen el estado cuántico de un electrón en un átomo. Estos números se derivan de las soluciones de la ecuación de Schrödinger y proporcionan información sobre la energía, la forma, la orientación espacial y el espín del electrón.
Número Cuántico Principal (n)
El número cuántico principal (n) determina el nivel de energía del electrón. Puede tomar cualquier valor entero positivo: 1, 2, 3, … A mayor valor de n, mayor es la energía del electrón y mayor es el tamaño del orbital.
Número Cuántico del Momento Angular o Azimutal (l)
El número cuántico del momento angular (l) determina la forma del orbital atómico. Para un valor dado de n, l puede tomar valores enteros desde 0 hasta n-1. Cada valor de l corresponde a un tipo específico de orbital:
- l = 0: orbital s (esférico)
- l = 1: orbital p (forma de pesa)
- l = 2: orbital d (forma más compleja)
- l = 3: orbital f (forma aún más compleja)
Número Cuántico Magnético (ml)
El número cuántico magnético (ml) describe la orientación espacial del orbital atómico en presencia de un campo magnético externo. Para un valor dado de l, ml puede tomar valores enteros desde -l hasta +l, incluyendo el 0. Por lo tanto, hay 2l + 1 orbitales posibles para cada valor de l.
Número Cuántico de Espín (ms)
El número cuántico de espín (ms) describe el momento angular intrínseco del electrón, una propiedad cuántica que no tiene un análogo clásico. El espín del electrón puede tomar dos valores posibles: +1/2 y -1/2. Estos valores se representan a menudo como flechas hacia arriba (↑) y hacia abajo (↓), respectivamente.
Configuración Electrónica
La configuración electrónica de un átomo describe la distribución de los electrones en los diferentes niveles y subniveles de energía. Para determinar la configuración electrónica de un átomo, se siguen las siguientes reglas:
Principio de Exclusión de Pauli
El principio de exclusión de Pauli establece que no puede haber dos electrones en un átomo con los cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que cada orbital atómico puede contener un máximo de dos electrones, y estos electrones deben tener espines opuestos (uno con ms = +1/2 y el otro con ms = -1/2).
Regla de Hund
La regla de Hund establece que, para orbitales con la misma energía (es decir, dentro de un mismo subnivel), los electrones se distribuyen de manera que ocupen el mayor número posible de orbitales con espines paralelos (desapareados) antes de aparearse en el mismo orbital.
Principio de Aufbau
El principio de Aufbau establece que los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía disponibles. La secuencia de llenado de los orbitales no sigue un orden simple de energía creciente, sino que se puede obtener a partir del diagrama de Moeller o la regla de las diagonales.
Clasificación Periódica de los Elementos: La Tabla Periódica
La tabla periódica es una herramienta fundamental en química que organiza los elementos químicos en filas horizontales llamadas períodos y columnas verticales llamadas grupos, de acuerdo con sus propiedades físicas y químicas.
Tabla Periódica de Mendeleiev
Dmitri Mendeleiev publicó en 1869 una versión temprana de la tabla periódica que organizaba los elementos conocidos en orden creciente de masa atómica. Mendeleiev observó que las propiedades de los elementos se repetían periódicamente y dejó espacios vacíos en su tabla para elementos aún no descubiertos, prediciendo con éxito sus propiedades.
Tabla Periódica Moderna
La tabla periódica moderna se basa en el trabajo de Henry Moseley, quien en 1913 determinó experimentalmente el número atómico de los elementos. La tabla periódica moderna organiza los elementos en orden creciente de número atómico, lo que refleja la ley periódica:
Ley Periódica: Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos.
Estructura Electrónica y Tabla Periódica
Existe una estrecha relación entre la configuración electrónica de los elementos y su posición en la tabla periódica:
- Elementos del mismo período: Tienen el mismo número de niveles de energía ocupados por electrones, lo que corresponde al número del período.
- Elementos del mismo grupo: Tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia, es decir, la capa más externa ocupada por electrones. Esta similitud en la configuración electrónica de valencia explica por qué los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares.
Propiedades Periódicas
Las propiedades periódicas son propiedades físicas y químicas de los elementos que varían de forma regular a lo largo de los grupos y períodos de la tabla periódica. Estas tendencias periódicas se pueden explicar en gran medida en términos de la configuración electrónica y la carga nuclear efectiva.
Radio Atómico
El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes del mismo elemento en una molécula diatómica o en un cristal. El radio atómico aumenta al descender en un grupo y disminuye al avanzar en un período.
Radio Iónico
El radio iónico se refiere al tamaño de un ion, ya sea un catión (ion positivo) o un anión (ion negativo). El radio iónico de un catión es menor que el del átomo neutro correspondiente, ya que ha perdido electrones. El radio iónico de un anión es mayor que el del átomo neutro correspondiente, ya que ha ganado electrones.
Energía de Ionización
La energía de ionización es la energía mínima requerida para remover un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso. La energía de ionización aumenta al avanzar en un período y disminuye al descender en un grupo.
Afinidad Electrónica
La afinidad electrónica es la energía liberada o absorbida cuando un átomo neutro en estado gaseoso gana un electrón para formar un ion negativo. La afinidad electrónica generalmente aumenta al avanzar en un período y disminuye al descender en un grupo.
Electronegatividad
: un elemento es la capacidad de un átomo que esto atrer electrones de la molécula que forma parte.-Dentro de un grupo, los átomos más electronegativos son No menos atómica (los de menos de tamaño) .- Dentro del plazo, la mayoría de los átomos electronegativos son atómicas párrafo más (nada menos)