ESTRUCTURA MOLECULAR

ÁTOMOS

 

Aunque los primeros atomistas, Leucipo y Demócrito, vivieron en la Grecia clásica hace 2500 años, hay que esperar hasta el inicio del siglo XIX para que la ciencia se dote de un concepto de átomo útil para explicar los fenómenos naturales. Este enorme avance es obra de Dalton. Sin embargo, en poco más de un siglo el átomo cambiará radicalmente de significado.

Durante prácticamente todo el siglo XIX la imagen del átomo era la propuesta por Dalton: una esfera maciza de materia. Podríamos denominarlo el átomo-bola

En 1897, Thomson descubre la primera partícula subatómica: el electrón, y propone un modelo de átomo que es conocido como el átomo-puding. Los electrones están insertos en una matriz de materia cargada positivamente, siendo el conjunto neutro

Las experiencias de Rutherford demostraron que la materia del átomo no estaba repartida sino que estaba concentrada en una región extremadamente pequeña: el núcleo, cargada positivamente. Los electrones se moverían en torno a él. Es el modelo planetario..

Una vez conocidas las partículas que integran los átomos, es posible entender la existencia de isótopos, átomos de un mismo elemento (idéntico número atómico Z) que tienen diferente número másico (A), es decir, que comparten núcleos con el mismo número de protones pero no de neutrones. El siguiente applet, que representa Z frente A, le permite investigar acerca de los isótopos.

Haciendo uso de este recurso:

a) Identifique la zona de isótopos estables. ¿Se mantiene constante la relación N/Z en estos isótopos?

b) Identifique los isótopos emisores alfa y emisores beta

c) Identifique la zona de núcleos fisibles

Desde 1913 hasta 1926 se suceden diversos intentos para incorporar las nuevas ideas cuánticas de la época al modelo atómico.

En 1913 Bohr explica el espectro de emisión del hidrógeno suponiendo que los estados del átomo estaban cuantizados, es decir, la energía y los radios de las órbitas electrónicas sólo podían tomar determinados valores.

En el siguiente enlace podrá acceder a los espectros de emisión y absorción de los elementos químicos

ESPECTROS ATÓMICOS

Oregon University

La limitación del modelo es evidente: sólo sirve para el hidrógeno

En 1926 se dispone ya de un modelo de átomo plenamente cuántico (Schrodinger) , donde han desaparecido dos conceptos básicos del modelo anterior:

    Los electrones no son considerados como partículas sino como ondas

    No existen órbitas electrónicas sino orbitales.

    Este modelo mecanocuántico es aplicable a todos los átomos

El concepto de orbital es básico para entender el comportamiento de los átomos. El siguiente enlace le permite ver los diferentes orbitales del átomo de hidrógeno:

ORBITALES DEL HIDRÓGENO

(Paul Falstad)

Un orbital es una función matemática que describe la región en torno al núcleo donde existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Los orbitales se describen con la ayuda de tres números cuánticos: n (principal), l (secundario), m (magnético).

Cada orbital puede ser ocupado como máximo por dos electrones que se diferencian en el número cuántico de espín (s).


Número Cuántico

Rango de valores

Describe

Principal, n

1, 2, 3, ....

Nivel energético

Secundario, l,

Desde 0 hasta n-1

Forma del orbital

Magnético, m

Desde - l hasta + l

Orientación espacial

Espín, s

± 1/2

Espín del electrón

Orbitales del nivel n=3

El conocimiento de la distribución de los electrones en los distintos orbitales es muy imporante para entender las propiedades de los átomos. Esta información se obtiene a partir de los espectros atómicos y se expresa mediante la configuración electrónica.

De manera aproximada la configuración electrónica de un elemento en su estado fundamental se puede determinar aplicando las siguientes reglas:

Principio de construcción (Aufbau):

En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)

Principio de exclusión de Pauli:

En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos

Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

Regla de la máxima multiplicidad de Hund:

Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos

Uno de los mayores éxitos del modelo mecanocuántico fue explicar la Tabla Periódica de los elementos, conocida desde 1870.

Shockwave Periodic Table

de American Chemical Society es una tabla periódica interactiva con la que podrá realizar pequeñas investigaciones, por ejemplo:

a) Identifique zonas características: metales, no metales, metales de transición, gases nobles, etc.

b) Identifique la configuración electrónica característica de los elementos de los grupos del C, N, O, halógenos y gases nobles.

c) Identifique la capa de valencia de los elementos del cuarto periodo. ¿Cuántos electrones puede contener como máximo un átomo en su capa de valencia?

c) Identifique algunas propiedades periódicas y otras que no lo son.