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Estructura Atómica
En los primeros estudio con respecto a la materia se planteaba si la misma era
continua o discontinua, es decir si tenía o no unidad fundamental de división. Los
antiguos griegos sostenían que la materia resultaba continua. Demócrito en cambio
decía, que la materia estaba constituida por pequeñas partículas indivisibles, que
llamó átomo. Su pensamiento no fue considerado hasta 2000 años después, cuando
John Dalton en 1805 retomó el estudio del átomo y aportó la base de la teoría atómica
moderna.
La hipótesis atómica de Dalton era la siguiente:
-Todos los átomos de un elemento dado son idénticos.
-Los átomos de distintos elementos tienen masas distintas.
-Un compuesto es una combinación específica de átomos de más de un elemento.
-En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen, sino que se
intercambian para producir nuevas sustancias.
La hipótesis es una suposición que sirve para explicar una serie de observaciones.
Dalton basó su hipótesis en la composición de las sustancias y las relaciones de masa
que se cumplían durante las reacciones químicas.
Con el paso del tiempo la teoría de Dalton fue insuficiente para comprender el
comportamiento de los gases y Avogadro "necesitó" crear el concepto de molécula
para encontrar una explicación satisfactoria a los hechos que se cumplían en las
reacciones de los gases. Al afirmar que los átomos y las moléculas están en
movimiento, surgió la teoría cinética molecular, con lo que se justifica los fenómenos
reunidos en las leyes de Boyle y de Gay-Lussac.
Sin embargo, esta idea de las partículas en movimiento no fue suficiente para
fundamentar algunas observaciones que parecían corresponder a la estructura
interna de estas partículas. Por ejemplo la descomposición de sustancias con el paso
de una corriente eléctrica, los espectros diferentes de sustancias distintas y otras
propiedades, sugerían que los átomos debían ser entidades complejas, más de lo
imaginado.
A mediados del siglo XIX (1834) Michael Faraday informó resultados de
experimentos que mostraban que el pasaje de corriente eléctrica a través de
soluciones acuosas de algunas sustancias producía cambios químicos. Posteriormente
(1874) G. Stoney indicó que tales hechos podían interpretarse postulando la
existencia de unidades discretas de cargas eléctricas, a lo que se llamó electrón.
Contemporáneamente los físicos realizaron experimentos sobre conducción eléctrica
a través de gases, los cuales permitieron establecer la existencia del electrón y
determinar algunas de sus propiedades. Estos experimentos se realizaron en tubos de
descarga conteniendo un gas a baja presión. Dichos tubos tenían dos placas metálicas
como electrodos conectados a una fuente de potencial elevado. La conexión produce
una descarga de rayos, visibles por su resplandor. A estos rayos se los llamó
Catódicos, se originan en el electrodo negativo (cátodo) y se dirigen al polo positivo
(ánodo).
En 1879 Crookes demostró que estos rayos se desplazaban en línea recta y
que tenían carga eléctrica. En 1897 Thomson realizó una serie de experiencias que
revelaban la presencia de cargas negativas en los rayos catódicos. También se
interpusieron objetos, los mismos se calentaban cuando los rayos chocaban contra
ellos, o sea se demostró que estos rayos tenían naturaleza corpuscular.
.
Todas las sustancias que se encuentran en la naturaleza son eléctricamente
neutras, por lo tanto, los gases usados por Thomson en los tubos de descarga
(hidrógeno, dióxido de carbono, etc.) en los que se habían determinado cargas
negativas, deberían existir cargas positivas.
En 1886, Goldstein estudiando conducción eléctrica en gases y usando tubos
de descarga con cátodo perforado, descubrió los rayos positivos, Rayos Canales. Esto
es, los electrones emitidos por el cátodo durante la descarga son atraídos hacia el
ánodo, al atravesar el tubo, chocan con los átomos neutros del gas y se desprenden
electrones de los mismos. Al perder estas cargas, las partículas positivas se dirigen
hacia el cátodo originando un haz de rayos positivos.
Las características de estos rayos dependen del gas residual del tubo, contrariamente
a lo observado en los rayos catódicos.
Modelos Atómicos
Basándose en las experiencias descriptas, Thomson propuso en 1904 un
modelo según el cual el átomo era una esfera con la carga positiva distribuida
uniformemente y los electrones distribuidos al azar, de manera que las cargas
eléctricas estuvieran compensadas.
Thomson pudo determinar el valor de la relación carga/masa (carga específica) para
el electrón (q/m)e que resultó 1 . 108 coul/g. En la actualidad se considera que el valor
correcto es de 1,76 . 108 coul/g. El valor determinado de la relación carga/masa para
los rayos positivos provenientes del hidrógeno es 9,57 . 10 4 coul/g. Este valor es
aproximadamente 1835 veces menor que el valor de la relación carga/masa de los
electrones.
Modelo de Rutherford
En 1911, llevó a cabo el siguiente experimento: Bombardearon una lámina
muy delgada de oro con partículas (α). La mayoría de estas partículas atravesaban la
lámina sin desviarse. Otras se desviaban en un ángulo muy grande y otras eran
rechazadas hacia el punto de origen. Propuso que la gran desviación era porque las
partículas α eran repelidas por la concentración de cargas positivas en una pequeña
zona. Las rechazadas hacia el punto de origen porque incidían directamente sobre esa
zona. Las demás pasaban lejos de este centro y no eran repelidas.
Consideraba Rutherford que por ejemplo para el hidrógeno, el electrón giraba
alrededor del núcleo (protón) mantenido por atracción eléctrica. Según la Física
clásica el electrón sería una partícula acelerada que emite energía radiante en forma
permanente. El electrón perdería energía y caería hacia el núcleo estrellándose contra
él.
Modelo de Bohr:
En 1913, postuló un nuevo modelo atómico basado en la Teoría Cuántica
formulada por Planck.
En este modelo se mantiene la estructura planetaria propuesta por Rutherford,
pero se utilizan los principios cuánticos sobre la emisión de energía, introduciendo una
serie de condiciones sobre el comportamiento del electrón:
Aunque se mantiene que los electrones giran describiendo órbitas circulares,
no todas las órbitas son estables. Es decir, el electrón no puede moverse a cualquier
distancia del núcleo, sino tan sólo a distancias determinadas.
a) el electrón se puede mover sólo en determinadas órbitas, caracterizada por
su radio.
b) Cuando el electrón se encuentra en dichas órbitas, el sistema no absorbe ni
emite energía.
c) Al suministrarle al átomo energía externa, el electrón puede pasar o excitarse
a un nivel de energía superior, correspondiente a una órbita de mayor radio.
d) Durante la caída del electrón de un nivel de mayor energía a uno de menor
energía (más
cerca del núcleo) se libera o emite energía.
e) Al pasar el electrón de un nivel a otro se absorbe o se libera un cuanto de
energía cuyo valor está relacionado con la frecuencia absorbida o emitida.
Según el modelo propuesto por el joven Bohr, los electrones giran alrededor del
núcleo en un número limitado de órbitas estables. Es decir que el electrón no puede
moverse a cualquier distancia del núcleo, sino a distancias determinadas. Además,
cuando un electrón se encuentra en una órbita estable, no emite energía. Los
electrones sólo pueden ganar o perder energía cuando "saltan" de una órbita a otra.
Al absorber energía el electrón "salta" desde el nivel l al nivel 3. Luego puede
volver al nivel 2 o al nivel 1, con la emisión de una radiación característica. De esta
manera, el modelo de Bohr encuentra una explicación cualitativa y cuantitativa a la
generación de cada radiación electromagnética responsable de cada línea de
absorción o de emisión del espectro discontinuo de un elemento determinado. Por
otro lado, si el electrón en su estado fundamental recibe energía, se va alejando del
núcleo. Para cada átomo existe una cantidad de energía tal que, cuando el electrón la
recibe, se aleja tanto del núcleo que sale de su zona de atracción. El electrón
abandona el átomo y se forma un ion, dicha energía se denomina energía de
ionización.
El átomo, y por tanto toda la materia está formado principalmente por tres
partículas fundamentales: electrones, neutrones y protones. El conocimiento
de la naturaleza y la forma en que funcionan es fundamental para comprender las
interacciones químicas.
El átomo es eléctricamente neutro; es decir, el número de electrones fuera del núcleo
es igual a número de protones dentro de él.
El átomo es una estructura infinitamente pequeña: el más ligero es el hidrógeno, tiene
un diámetro aproximado de 10 -10 m.
m
1
dm
0
cm
0
mm
0
µm
000
Milésima
de
milimetro
nm
000
Å
0
10-9 m
La masa y las cargas de las tres partículas fundamentales se muestran en la
siguiente tabla.
La masa del electrón es muy pequeña en comparación con la masa del protón o del
neutrón.
La carga del protón es de magnitud igual pero de signo opuesto a la carga del electrón.
Electrón: Partícula localizada fuera del núcleo atómico, es la unidad de carga
eléctrica negativa, su masa es igual a 9.1 x 10-28 grs. John Thomson en 1897 los
descubrió y midió la relación carga-masa del electrón (e/m).
Protón: Partícula subatómica ubicada en el núcleo con carga igual a la del electrón
pero de signo contrario; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleos
atómicos, su masa es 1.67 x 10 -24 gramos. Fue descubierto por Eugene Goldstein en
1886; el nombre del protón fue dado por Thomson.
La masa de un protón es aproximadamente 1.836 veces la del electrón. Por tanto, la
masa de un átomo está concentrada casi exclusivamente en su núcleo.
El Neutrón: Partícula neutra, sin carga eléctrica localizada en el núcleo atómico, su
masa es de 1.7 x 10 -24 gramos, un poco superior a la del protón. Su existencia fue
sugerida en 1920 por tres físicos de tres países distintos: Rutherford, Masson y
Harkins, pero sólo a fines de 1932 fue descubierto por el físico Inglés James Chadwik.
Modelo Atómico Actual:
Este modelo se construye a partir de los siguientes supuestos:
a) Debido a que todo electrón en movimiento lleva asociada una onda, el
comportamiento de dicho electrón se describe mediante una ecuación,
llamada ecuación de onda.
b) Puesto que no es posible conocer todo sobre el electrón durante todo el
tiempo se emplearán probabilidades para indicar cuales son sus
propiedades (posición, velocidad, energía).
c) La energía de los electrones está cuantizada, es decir, sólo puede tener
ciertos valores y no puede tener otro.
Las soluciones de la ecuación de onda son varias. Cada una describe una
posible situación en la que puede encontrarse el electrón. Para ello se introducen
ciertos números llamados números cuánticos.
La solución representa la mayor probabilidad de encontrar en una
determinada zona el electrón, cada una de ellas se denomina orbital.
Principio de Incertidumbre:
Debido a su carácter ondulatorio no se puede decir con exactitud en que punto
se encuentra un electrón cuando sigue una trayectoria determinada.
Heisenberg descubrió que cuando más exactamente se conoce la posición de una
partícula, tanto menos se sabe sobre su velocidad y viceversa.
Según la Mecánica Cuántica un electrón va de un lugar a otro como si fuera una onda
y sólo puede hablarse de Probabilidad de encontrado en un punto. La onda que
resume como se desplaza el electrón por el espacio se denomina función de onda Ψ.
En los átomos las funciones de onda se llaman orbitales atómicos. La ecuación que
debe resolverse para encontrar estos orbitales fue planteada por Schrödinger, quién
observó que cada orbita venía especificado por tres números llamados "Números
Cuánticos".
Números cuánticos
Para describir las características de un electrón situado en un determinado orbital se
necesitan cuatro números cuánticos, que se representan mediante las letras n, l, m, s.
Los orbitales de un átomo se agrupan en niveles de energía.
El número cuántico principal n indica el nivel de energía al que pertenece. Torna
valores enteros positivos, también nos permite hacer una estimación de la distancia
que se encuentra el electrón del núcleo. Mayor valor de n mayor será dicha distancia.
Para calcular el número máximo de electrones que acepta cada nivel se calcula con la
fórmula 2n2 donde "n" es el nivel. El valor de "n" determina el volumen efectivo.
Ej:
NIVEL (
n)
Número máximo de
electrones 2n2
1
2(1)
=2
2
2(2)
=8
3
4
2(3)
= 18
2(4)
= 32
El número cuántico l indica el subnivel de energía en el que se encuentra un orbital.
Los valores de 1 dependen de n, puede tomar los valores entre 0 y n-1. Por ejemplo:
n=4, el l puede tomar valores 0,1, 2 y 3. Cada uno de los subniveles se representa
mediante una letra:
l =0 se tiene un orbital s
1 =1 se tiene un orbital p
1 =2 se tiene un orbital d
1 =3 se tiene un orbital f
El número cuántico l nos informa de la geometría del orbital:
SUBNIVEL
NIVEL
LETRA
(número asignado)
1
l=0
s
2
l=0
l=1
s
p
3
l=0
l=1
l=2
s
p
d
El número cuántico m ó magnético indica la orientación que presenta los orbitales.
Toma los valores enteros comprendidos entre -l y +l.
Ejemplo: para l= 2 los valores de m son -2, -1, 0, 1 y 2.
n
l
m
1
0(s)
0
2
0(s)
1(p)
0
-1, 0, +1
3
0(s)
1(p)
2(d)
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
El número cuántico s
Se relaciona con el giro del electrón sobre su propio eje. Al estar juntos en un mismo
orbital, un electrón gira hacia la derecha y otro hacia la izquierda. Se le asignan números
fraccionarios: -1/2 y +1/2
Principio de exclusión de Pauli.
Este principio establece que en un átomo no puede haber dos electrones con los
cuatro números cuánticos iguales.
Ejemplo: Determinar los cuatro números cuánticos para los dos electrones del Litio (Li:
1s22s1).
Regla de Hund.
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o los siete
orbitales f), los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus
espines paralelos, es decir, desapareados. Ejemplo:
La estructura electrónica del N7 es: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
Ejemplo representación en notación orbital