TEORIA ATOMICA DE DALTON (s. XIX).

Partió de una serie de postulados hipotéticos :

1.    Los elementos están constituidos por partículas indivisibles denominadas átomos.

2.    Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí.

3.    Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.

4.    La combinación de distintos átomos en proporciones sencillas se obtienen moléculas.

Estas premisas le permitieron enunciar su TEORIA ATOMICA : “ La materia está constituida por partículas pequeñísimas llamadas átomos, que son indivisibles, so pena de cambiar totalmente las propiedades del cuerpo simple”.

Multitud de experiencias posteriores demuestran que los átomos sí pueden dividirse en partículas subatómicas fundamentales que se encuentran dispuestas según unas determinadas leyes. Sin embargo Dalton acertó al indicar que en las reacciones químicas los átomos se comportan como indivisibles.

Las principales partículas subatómicas son las que a continuación se expresan con sus características de masa y carga eléctrica:

Particula	Masa (umas)	Carga (culumbios)
Electron	1/1.840	-1.6*10-19
Proton	1	+1.6*10-19
Neutron	1	0

DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON. RAYOS CATODICOS.

Los gases son malos conductores eléctricos ; pero si se colocan en un tubo de descarga en el que se ha hecho el vacío, entonces conducen la corriente eléctrica y emiten luz ; si se continúa disminuyendo la presión, la luz desaparece y se sustituye por un fluorescencia producida por unos rayos procedentes del cátodo que se denominaron rayos catódicos, y que tienen las siguientes características :

·      Están formados por partículas con carga negativa.

·      Se propagan en línea recta.

·      Tienen una cierta masa pues desplazan partículas interpuestas en su trayectoria.

Thomson (1.897) calculó para estas partículas el cociente Carga/masa, que denominó carga específica, observando que tenía el mismo valor para cualquier gas, por lo que dedujo que se trataba de un constituyente de todos los átomos y los llamó electrones.

Millikan (1.906) determinó la carga, y por tanto la masa, de los electrones.

DESCUBRIMIENTO DEL PROTON. RAYOS CANALES.

Goldstein descubrió que al perforar el cátodo de un tubo de descarga se producían unos rayos en sentido contrario a los catódicos, y los denominó rayos positivos o canales, con las siguientes características :

·      Constituidos por partículas con carga eléctrica positiva que denominó protones.

·      Su carga específica adquiría distinto valor según el gas empleado.

Si se utilizaba gas Hidrógeno la carga específica coincidía con la de los iones H+.

DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON

 

Chadwick (1.932), mediante reacción entre átomos de Berilio y partículas a (átomos de Helio), obtuvo una radiación formada por partículas con las siguientes características :

·      No poseen ninguna carga eléctrica, por lo que las llamó neutrones.

Su masa es similar a la de los protones.

 

DISTRIBUCION DE LAS PARTICULAS FUNDAMENTALES EN EL ATOMO

 

Protones y Neutrones forman un Núcleo central extremadamente pequeño en el que se concentra prácticamente la masa del átomo y presenta una carga eléctrica positiva.

Alrededor del núcleo se encuentran los electrones, formando una Corteza que posee carga eléctrica negativa.

En un átomo estable la carga del núcleo tiene el mismo valor absoluto que la de la corteza.

Los átomos de distintos elementos difieren entre sí por el número de partículas fundamentales. Cada elemento tiene asociados dos valores numéricos que indican el número de partículas fundamentales que posee :

·      Z.- NUMERO ATOMICO, indica el número de electrones de la corteza o el número de protones (ya que ambos coinciden).

·      A.- NUMERO MASICO, indica la suma de protones y neutrones presentes, y por tanto la masa del átomo.

Se descubrió que había átomos de un mismo elemento que diferían en el número de neutrones, pero manteniendo igual el de electrones y protones ; es decir, tenían igual Z pero distinto A. A estos átomos especiales se les denomina ISOTOPOS.

Si no existieran isótopos las masas de todos los elementos serían números enteros, pero su existencia y su porcentaje de presencia en la naturaleza permite establecer números másicos (masa isotópica) representativos de los elementos que tienen isótopos.

Se denomina Defecto de Masa de un átomo a la diferencia entre su masa isotópica y la suma de las masa de las partículas que lo constituyen.

ESPECTROS ATOMICOS DE EMISION

Si a un elemento gaseoso se la comunica energía (Temperatura o descarga eléctrica), emite una radiación intermitente observable mediante un espectroscopio, manifestándose en series de líneas luminosas (emisión de energía) alternadas con líneas oscuras (no emisión de energía), a lo que se denomina Espectro.

La ordenación de las líneas, el espectro, es diferente para cada elemento en el que se experimente.

La aparición de líneas luminosaS alternadas con oscuras indica que dentro del átomo sólo son posibles determinados valores de energía, es decir : un átomo está cuantizado.

En toda radiación la frecuencia y la longitud de onda son inversamente proporcionales según la ecuación :

donde :

l es la longitud de onda

c es la velocidad de la luz (300.000 Km/s.)

n  es la frecuencia de la radiación.

 
Según Plank, toda radiación emitida por un átomo es proporcional a su frecuencia según la ecuación :

donde.

e es la energía.

h es la constante de Plank.(6’6 · 10-34 jul·seg)

n  es la frecuencia.

Por todo ello, el estudio de los espectros atómicos puede proporcionar información sobre las distintas energías posibles en cada átomo.

ESPECTRO DEL HIDROGENO

El estudio del espectro del hidrógeno permite observar que las líneas espectrales se agrupan en series dependiendo de la energía emitida.

El espectro del hidrógeno se representa de manera sencilla por la relación :

donde :

1/l es el número de ondas (las ondas que hay por unidad de longitud)

RH es la constante de Rydberg (109677’8 cm-1)

N1 y N2 son números enteros tales que N1 > N2

Hoy se conocen cinco series de rayas en el Hidrógeno, que de mayor a menor energía son :

·      Serie de Lyman : N1 = 1  y N2 = 2,3,4.... (ultravioleta). Son las radiaciones emitidas por los electrones al pasar de los estados superiores a los de más baja energía.

·      Serie de Balmer : N1 = 2  y N2 = 3,4,5.... (visible). Son las radiaciones emitidas por el paso de los electrones de los estados 3º y siguientes al 2º.

·      Serie de Paschen : N1 = 3  y N2 = 4,5,6.... (infrarrojo próximo).Del 4º y siguientes al 3º.

·      Serie de Brackett : N1 = 4  y N2 = 5,6,7.... (infrarrojo). Del 5º y siguientes al 4º.

·      Serie de Pfund : N1 = 5  y N2 = 6,7,8.... (infrarrojo lejano). Del 6º y siguientes al 5º.

Cada serie está formada por un número de líneas brillantes hasta que, a partir de una determinada longitud de onda se obtiene un espectro continuo. El valor correspondiente al límite de cada serie se obtiene dando a N2 el valor infinito. Por tanto, la longitud de onda límite de cada serie será :

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD (1.911).

Bombardeando láminas metálicas muy finas con partículas a, observó que la mayoría de ellas atravesaban las láminas sin desviarse ; de lo que concluyó diciendo que los átomos son en su mayor parte huecos.

La parte central, núcleo, tenía un volumen muy pequeño en comparación con el del átomo, posee carga eléctrica positiva, y en el se concentra prácticamente toda la masa del átomo. Alrededor del núcleo está la corteza, espacio prácticamente vacío en el que se encuentran los electrones con carga negativa.

Introdujo la idea de que los electrones giran alrededor del núcleo como lo hacen los planetas alrededor del sol : en órbitas en las que la fuerza centrípeta se equilibra con la atracción electrostática :

 

 

donde :

m es la masa del electrón.

V es la velocidad del electrón en la órbita.

R es el radio de la órbita.

Z es el número atómico (nº de electrones).

e es la carga del electrón.

Este modelo atómico fue muy positivo por establecer dos zonas en el átomo (Núcleo y corteza), pero falla por no explicar, entre otras cosas, los espectros atómicos




MODELO ATOMICO DE BOHR (1.913).

Se basa en tres postulados :

1º.- Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares estables en las que no emiten energía. Las órbitas son más energéticas cuanto más alejadas del núcleo se encuentren.

2º.- Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular () del electrón sea un múltiplo entero de h/2p.

donde :

I es el momento de inercia (I = m · r2)

w es la velocidad angular (w = v/r)

h es la constante de Plank.

3º.- Al pasar de una órbita a otra, un electrón absorbe (alejándose del núcleo) o emite (acercándose al núcleo) energía en forma de radiación ; en cantidad igual a la diferencia de energías entre las dos órbitas .

donde :

E2  es la energía de la órbita más alejada del núcleo.

E1  es la energía de la órbita más próxima al núcleo.

A partir de estos tres postulados pudo deducir el RADIO DE LAS ÓRBITAS :

Y también la VELOCIDAD DEL ELECTRÓN EN LA ÓRBITA :

Y considerando estas dos expresiones y el hecho de que la fuerza centrípeta y la de atracción electrostática en una órbita estable son iguales se puede deducir que :

otra expresión del radio de órbita,

en la que todo es constante excepto n

(Número entero que toma los valores 1, 2, 3,... para las distintas órbitas).

Por otra parte, puede deducirse la ENERGIA DE LOS ELECTRONES EN LAS ORBITAS :

La energía de los electrones tendrá dos componentes :

Energía cinética : ;  Energía potencial eléctrica :

por lo que la energía total será :

y como , entonces :

y como , entonces :

, que simplificando queda :

que es la energía de la órbita en función de n.

Obsérvese que si llamamos E1, E2,... a las energías de las órbitas 1,2,..., se cumple que :

                                  

Insistimos en la idea de que, tanto el radio de la órbita como la energía de los electrones en ella, quedan determinados por el valor de “n”, numero entero ; por lo que radio y energía solo pueden tomar valores que sean múltiplos de una cantidad fija : están cuantizados. Al número n se le denomina NUMERO CUANTICO PRINCIPAL, determina las órbitas, y puede tomar solamente valores de números enteros positivos (1, 2, 3,...).

AMPLIACIONES Y CORRECCIONES AL MODELO ATOMICO DE BOHR

AMPLIACION DE SOMMERFELD

 

Consideró que las órbitas descritas por los electrones podrían ser elípticas, por lo que para ser descritas necesitarían de dos parámetros (dos ejes), introduciendo así un segundo número cuántico, que determina los subniveles de energía para cada valor de n.

Este nº cuántico se designa por “l”, se denomina NUMERO CUANTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL, y puede tomar todos los valores enteros desde 0 hasta (n-1)


EFECTO ZEEMAN

Experimentos realizados en campos magnéticos demostraron que se producían desviaciones magnéticas debidas a la orientación de las órbitas de giro de los electrones ; condicionante que se considera por la introducción de un nuevo número cuántico : NUMERO CUANTICO MAGNETICO, designado por “m”, que define la orientación de las órbitas y que puede tomar los valores enteros comprendidos entre -l  y +l.


SPIN DE LOS ELECTRONES

Se consideró que los electrones podían girar sobre sí mismos en la misma dirección de giro que sobre la órbita o en sentido contrario.

Por ello se introduce un nuevo valor : el NUMERO CUANTICO DE GIRO O SPIN, representado por “s” que indica las dos posibilidades de dirección expresadas y puede tomar los valores +1/2 y -1/2

CARACTER ONDULATORIO DE LOS ELECTRONES

Actualmente la idea intuitiva de Bohr de que los electrones se encuentran en órbitas de energía determinada no se mantiene. Hoy se considera que no es posible conocer la posición y la velocidad de un electrón, sino solamente la probabilidad de hallarlo en una determinada región del espacio ; tal y como se desprende de la Teoría de De Broglie y del Principio de Incertidumbre de Heisemberg.

TEORIA DE DE BROGLIE (1.923)

 

La idea expuesta por Einstein de que la luz tiene un doble comportamiento : ondulatorio y corpuscular, se expresa en las fórmula :

donde se relacionan los dos aspectos (ondulatorio con la longitud de onda, y corpuscular representado por la masa)

De Broglie propuso aplicar este concepto también a los electrones, de modo que un electrón de masa m, que se mueva con una velocidad v, puede considerarse como una onda de cuya longitud de onda será :

Este carácter ondulatorio fue comprobado por Thomson en 1.928 mediante la difracción de electrones a través de cristales( sólo las ondas producen difracción).

El segundo postulado de Bohr puede explicarse por el movimiento ondulatorio : Una órbita será posible sólo cuando su longitud sea múltiplo entero de la longitud de onda del movimiento del electrón.


PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG

Indica que es imposible conocer con exactitud y simultáneamente la posición y la velocidad de cualquier partícula. Indeterminación que viene expresada en :

 

ORBITALES DE LOS ATOMOS

Las zonas, expresadas por la mecánica cuántica, de mayor probabilidad de encontrar a un electrón se denominan ORBITALES.

El Orbital queda definido como una función de onda, y el cálculo de su energía aparecen como parámetros los números cuánticos cuyos valores coinciden con los determinados en el modelo atómico de Bohr :

·      El estado de energía determinado por los valores del primer número cuántico se denomina CAPA o NIVEL.

·      El estado de energía determinado por los valores de los dos primeros números cuánticos se denomina SUBNIVEL.

·      El estado de energía determinado por los valores de los tres primeros números cuánticos se denomina ORBITAL.

De esta manera, los orbitales adquieren determinados nombres, que se obtienen :

- En primer lugar un número, que es el valor del nº cuántico principal (n) : designando la capa.

- A continuación una letra minúscula relacionada con el valor adquirido por el nº cuántico secundario (l) : designando el suborbital ; como sigue :

Si   l = 0,         suborbital  “s”

Si   l = 1,         suborbital  “p”

Si   l = 2,         suborbital  “d”

Si   l = 3,         suborbital  “f”

- A cada letra del suborbital se le asigna un número como superíndice que indica el nº de electrones que contiene

Teniendo en cuenta que el conjunto de los tres primeros nº cuánticos determinan perfectamente  la capa, el suborbital y la orientación de éste, el valor adquirido por el cuarto nº cuántico completa perfectamente la caracterización de cada uno de los electrones.

Para poder saber cuantos electrones “caben”  en cada suborbital, aplicamos el PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI : “En un mismo átomo no puede haber dos electrones que posean los cuatro números cuánticos iguales” ; lo que equivale a decir que cada electrón de un átomo posee diferente cantidad de energía.

Nº Cuántico	Característica que define	Valores posibles
Principal    n	volumen del orbital	1, 2, 3, 4,....
Secundario o azimual       l	forma del orbital	0, 1, 2, ....(n-1)
Magnetico       m	orientación espacial	..... -2, -1, 0, 1, 2, .....
Spin o de giro      s	sentido de giro de los electrones	-1/2,  +1/2

 

 

 

CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS

 

La configuración electrónica de un elemento se escribe con el siguiente esquema :

·      Número correspondiente al nivel de energía.

·      Letra correspondiente al subnivel.

·      Exponente indicativo del número de electrones

Los electrones llenan primero los subniveles de menor energía, ocupando niveles más altos sólo cuando las anteriores están completos.

El número de niveles llenados coincide con el periodo de la tabla periódica en el que el elemento se encuentra. Si el elemento es representativo, el número de electrones del último nivel es el grupo al que pertenece el elemento.

REGLA DE (n + l) .

Los subniveles se van llenando en orden de manera que se llenan antes los que tengan valor de (n + l) más pequeño. Para subniveles en los que esto coincida, se llenará antes el de menor valor de n.

DIAGRAMA DE MOELLER :

Se trata de una regla mnemotécnica para conocer el orden de llenado de los orbitales   :

PRINCIPIO DE HUND O DE MAXIMA MULTIPLICIDAD :

Los subniveles para los que existen varios orbitales se llenan de manera que primero se semiocupan y luego se completan.

CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS SEGUN SU CONFIGURACION ELECTRONICA

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS : Aquellos en los que el último electrón ha entrado en un subnivel “s”  o en un subnivel “p”.

ELEMENTOS DE TRANSICION : Aquellos en los que su último electrón ha entrado en un subnivel “d”.

ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA, TIERRAS RARAS : Aquellos en los que el último electrón ha entrado en un subnivel “f”.

Si el electrón ha entrado en 4 f, se trata de un LANTANIDO.

Si el electrón ha entrado en 5 f, se trata de un ACTINIDO.