jueves, 28 de septiembre de 2017

MODELO ATOMICO Y CONFIGURACIÓN ELECTRONICA


Unos 400 años a.c., el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Estas ideas no fueron aceptadas inmediatamente, sino que luego de 2200 años.

El trabajo de Dalton (1808) marco el principio de la era de la química moderna. Sus  hipótesis en las que se basa la teoría atómica de Dalton pueden resumirse como sigue:
1.     Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.
2.     Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.
3.     Una reacción química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

Dalton se imaginó a los átomos como esferas compactas y utilizó pictogramas para representarlos, pero además consideró que se combinaban en la relación más simple, HO, NH, CO, etc.

Teoría atómica de Thomson

Thomson identifico de unas partículas subatómicas cargadas negativamente, los electrones, a través del estudio de los rayos catódicos, y su posterior caracterización, le llevaron a proponer un modelo de átomo que explicara dichos resultados experimentales. Se trata del modelo conocido informalmente como el pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como 'ciruelas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva.


Teoría atómica de Rutherford

Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de bombardeo de láminas delgadas de metales, estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear. En el cual el átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.  

El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva).

La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.     

Teoría atómica de Bohr

En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno, basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos.

Bohr establece así: que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía (la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón).

El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).

Orbitales cuánticos
La solución a la ecuación de Schrödinger para el átomo de Hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda con sus correspondientes energías. Estas funciones de onda se denominan orbitales. Cada orbital describe una distribución específica de densidad electrónica en el espacio, dada por su densidad de probabilidad. Por tanto, cada orbital tiene una energía y forma característica. Por ej., el orbital de más baja energía del átomo de H tiene una energía de -2,18x10-18 J. Un orbital (modelo de la mecánica cuántica) no es lo mismo que una órbita (modelo de Bohr).

El modelo de la mecánica cuántica no habla de órbitas porque no es posible medir ni seguir con precisión el movimiento del electrón de un átomo (principio de incertidumbre de Heisenberg).

Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.

Figura: Orbital de mínima energía del átomo de hidrógeno en estado basal (Orbital 1s: es esférico)

Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico (n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml (modelo de la mecánica cuántica). A continuación vemos las características de estos números:

 Número cuántico principal (n):Determina el tamaño de las órbitas o la distancia al núcleo de un electrón. Representa al nivel de energía (estado estacionario de Bohr). Dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra (n= 1 o K, 2 o L, 3 o M, 4 o N, 5 o P).



Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa.

·  Número cuántico secundario (l) o azimutal: Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. Sus valores dependen del "n" (n-1).

Según el número cuántico l, el orbital recibe un nombre distinto:

·  Número cuántico magnético (m): Describe las orientaciones espaciales de los orbitales.

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital.
 

Número cuántico de espín (s): Describe el giro del electrón en torno a su propio eje, en un movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones, opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el número cuántico de spin son -1/2 y +1/2.





Representaciones de los Orbitales
·  Orbitales "s": son esféricamente simétricos.
·  Orbitles "p": La forma es de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo.

Configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo o molécula, de acuerdo con el modelo de capas electrónico.

Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli. Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente. De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón.