ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

Química - CBC 2014

María Alejandra Dal Fávero

María Alejandra Dal Fávero

1

ÍNDICE Pág. 1. Introducción 1

2. El Modelo de Bohr 1

3. El Principio de Incertidumbre 3

4. Orbitales atómicos 3

5. Configuración electrónica 4

1. Introducción Como no hay evidencia directa de la estructura atómica, los científicos utilizan "modelos" para representarlos. Estos modelos se evalúan en términos de "utilidad", ya que permiten explicar fenómenos difíciles de interpretar. La idea del átomo a principios del siglo XX estaba fundamentada en estos experimentos: Thomson interpreta que la descarga eléctrica en tubos de rayos catódicos es producida por partículas negativas contenidas en el átomo. A partir de calcular la relación carga/masa propone que esas partículas (los electrones) son muy livianas o con una gran energía.

A partir del bombardeo de partículas alfa (producidas por una sustancia radiactiva) a una lámina de oro muy delgada, Rutherford propone que la mayoría del átomo está vacío y que tiene una zona fuertemente positiva donde se concentra su masa (el núcleo).

La fortaleza del modelo de Rutherford es pensar en un núcleo con cargas positivas (protones) que concentra la mayor parte de la masa del átomo, pero su debilidad fue no poder explicar satisfactoriamente el movimiento de los electrones. Si se trata de explicar ese movimiento a partir de la mecánica clásica, los electrones, por estar en movimiento, deberían ir perdiendo energía y caer sobre el núcleo, pero esto no ocurre.

2. El modelo de Bohr Niels Bohr, en el año 1913 propone un nuevo modelo atómico, tratando de explicar el comportamiento de los electrones. Utiliza para describir su modelo las ideas de Max Planck, acerca de que la energía en los átomos y moléculas está cuantizada, es decir, varía en cantidades discretas, que llamó "paquetes" o cuantos, a diferencia de la energía liberada por los cuerpos sólidos calentados por radiación, que varía gradualmente. La idea de que la energía debía estar cuantizada o “empaquetada” tal vez parezca extraña, pero el concepto cuántico tiene muchas analogías: por ejemplo, una carga eléctrica también está cuantizada; sólo puede haber múltiplos enteros de la carga del electrón. La materia misma está cuantizada, por el número de electrones, protones y neutrones, y el número de átomos que hay en una muestra de materia también debe ser un entero.

María Alejandra Dal Fávero

2

A partir de la idea de la cuantización de la energía, Bohr explica por qué aparecen líneas en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno. Cuando se descompone la luz blanca, se produce un espectro que muestra una distribución continua de longitudes de onda del rojo al violeta (es el fenómeno que explica la aparición de los arco iris después de la lluvia).

Cuando se hace pasar energía a través de un tubo que contiene un gas a baja presión, los átomos emiten una luz, cuya descomposición, a diferencia de lo que sucede con la luz blanca, producen líneas brillantes en distintas partes del espectro visible. Estos espectros de líneas corresponden a la emisión de la luz solo a ciertas longitudes de onda. La figura muestra un esquema de un tubo de descarga que se emplea para estudiar los espectros de emisión.

Cada elemento tiene un espectro de emisión único, las líneas características de un espectro atómico se emplean en el análisis químico para identificar átomos desconocidos, de la misma forma en que las huellas digitales sirven para identificar a una persona. Cuando se calienta una sustancia, ésta produce un color característico, que es el fundamento de los distintos colores que aparecen en los fuegos artificiales. Bohr postuló que el electrón sólo puede ocupar ciertas órbitas de energías específicas, es decir que, las energías del electrón están cuantizadas. Un electrón en cualquiera de las órbitas permitidas no se moverá en espiral hacia el núcleo y, por tanto, no radiará energía. Bohr atribuyó la emisión de radiación de un átomo de hidrógeno energizado, a la caída del electrón de una órbita de energía superior a una inferior y a la emisión de un cuanto de energía (fotón) en forma de luz. El nivel de energía más estable para el único electrón del átomo de hidrógeno es cuando n=1, y se lo conoce como estado fundamental. Cuando ese electrón tiene valores mayores que 1 (n=2, n=3, etc.) se dice que son estados excitados, con mayor energía que el estado fundamental, y el electrón está en una órbita más alejada del núcleo La teoría de Bohr ayuda a explicar el espectro de línea del átomo de hidrógeno. La energía radiante que absorbe el átomo hace que su electrón pase de un estado de energía más bajo (un valor menor que n) a otro estado de mayor energía (caracterizado por un valor mayor que n). Por el contrario, cuando el electrón se mueve desde un estado de mayor energía a otro de menor energía, se emite energía radiante en forma de un fotón. La figura de la derecha representa las distintas órbitas donde puede girar un electrón, asociadas a niveles energéticos (n=1, ,n=2, n=3) y la emisión de energía que se produce cuando el electrón del átomo de hidrógeno produce cuando regresa desde un estado de mayor energía al estado fundamental del átomo.

María Alejandra Dal Fávero

3

3. El Principio de Incertidumbre La contribución de Bohr fue importante para la comprensión de los átomos, y su sugerencia de que la energía de un electrón en un átomo está cuantizada, permanece inalterada. Sin embargo, esta teoría no describe por completo el comportamiento electrónico en los átomos. Su propuesta no podía explicar los espectros de emisión de los átomos que tenían más de un electrón, como los del helio y el litio. Tampoco explicaba por qué aparecían más líneas en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno cuando se aplicaba un campo magnético. Además, en esa época apareció la idea que tanto la materia como la energía tenían un comportamiento dual: se pueden comportar como partículas y como ondas. Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones surgió otro problema: ¿cómo se podía precisar la “posición” de una onda? Es imposible saber su posición exacta debido a que se extiende en el espacio. Para describir el problema que significa localizar una partícula subatómica que se comporta como onda, Werner Heisenberg formuló una teoría que ahora se conoce como principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la rapidez) y la posición de una partícula simultáneamente.

Principio de Incertidumbre

Haz click en el hipervínculo para ver una escena de la película Copenhague. Esta película relata un encuentro producido en esa ciudad entre N. Bohr y W. Heisenberg producido durante la segunda guerra mundial.

Al aplicar el principio de incertidumbre de Heisenberg al átomo de hidrógeno, se puede ver que en realidad el electrón no viaja en la órbita alrededor del núcleo con una trayectoria bien definida, como suponía Bohr. Si así fuera, podría ser factible determinar simultáneamente, y con exactitud, la posición del electrón (a partir del radio de la órbita) y su momento (mediante su energía cinética), con lo cual se violaría el principio de incertidumbre.

4. Orbitales atómicos En 1926, mediante un desarrollo matemático complejo, el físico austriaco Erwin Schrödinger formuló una ecuación que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas. De la resolución matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno se derivan los números cuánticos que describen la distribución de los electrones, tanto para el átomo de hidrógeno como para átomos polielectrónicos. Con la ecuación de Schrödinger comenzó una nueva era en la física y la química, ya que dio inicio un nuevo campo: la mecánica quántica (también conocida como mecánica ondulatoria). Funciones de onda del electrón

Para distinguir entre la descripción de un átomo con la mecánica cuántica y el modelo de Bohr, el concepto de órbita se sustituye con el de orbital atómico, ya que, en correspondencia con el Principio de Incertidumbre, se reemplaza la idea de posiciones definidas (en las órbitas) por estados de energía definidos (de los orbitales).

María Alejandra Dal Fávero

4

El orbital atómico es la zona alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Existen distintas formas de los orbitales que se simbolizan con letras s p d f y además estas formas pueden tener distintas orientaciones. Excepto el orbital s que es esférico, el orbital p tiene tres orientaciones, el d tiene cinco orientaciones y el f tiene siete orientaciones:

Ejemplos de orbitales: orbitales s: hay uno solo por nivel, a partir del nivel 1 orbitales p: hay uno tres por nivel, a partir del nivel 2 orbitales d: hay cinco por nivel, a partir del nivel 3 orbitales f: hay siete nivel, a partir del nivel 4

5. Configuración electrónica Para entender el comportamiento electrónico de los átomos, necesitamos conocer la configuración electrónica del átomo, es decir, la manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos, teniendo en cuenta los orbitales permitidos por nivel de energía y que a cada orbital se pueden asignar como máximo dos electrones. Para explicar la estructura, propiedades y unión de los elementos es necesario describir los orbitales ocupados por los electrones, para que la energía del átomo sea mínima, en su estado fundamental. Hay una regla nemotécnica sencilla llamada "regla de las diagonales" para construir la configuración electrónica de un átomo (o de un ion), basada en el principio de Aufbau que establece que cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos. Este procedimiento da un conocimiento preciso de las configuraciones electrónicas de los elementos en el estado fundamental. La configuración electrónica (C.E.) de un átomo se escribe distribuyendo sus electrones en los distintos niveles y subniveles de energía, siempre a partir del subnivel 1s, teniendo en cuenta el número máximo de electrones posibles por subnivel, de acuerdo a los orbitales de cada uno de ellos: C.E. (Ca): 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2

C.E. (Br): 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

5

María Alejandra Dal Fávero

5

BIBLIOGRAFÍA QUÍMICA. Chang, R. 10° Edición. Editorial Mc Graw Hill. México, 2010

QUÍMICA BÁSICA. C. Di Risio, M. Roverano e I. Vázquez, 5ª ed., Ed. CCC Educando,

Buenos Aires, 2013

Imágenes de WIKIMEDIA COMMONS y de QUÍMICA (Chang, R.)