Descifrando la Estructura Atómica: Isótopos, Iones y Modelo Cuántico

Conceptos Básicos de la Estructura Atómica

Isótopos e Iones

Isótopo: Son átomos que poseen el mismo número de protones, pero distinto número de neutrones. Por lo tanto, pertenecen al mismo elemento.

Ión: Son átomos que poseen el mismo número de protones, pero distinto número de electrones. En el caso de perder electrones, el átomo pasa a poseer carga positiva y se denomina catión; si por el contrario el átomo gana electrones, pasa a poseer carga negativa y se denomina anión.

Mecánica Cuántica

¿En qué falla el modelo de Bohr?

• Las órbitas de Bohr son circulares. Esto no es real, y se demuestra empíricamente que no es cierto.
• Las órbitas de Bohr se quedan cortas a la hora de describir los niveles energéticos de un átomo. Se observa que, de una línea negra, se desdoblan más líneas negras y que, entre medias, hay color.
• Conforme tenemos medios para profundizar en un átomo, nos encontramos con que la naturaleza no permite su estudio con precisión. Por tanto, el modelo cuántico no es determinista.

El modelo cuántico se basa en la aportación de varios científicos y entre sus principios y postulados destacan los siguientes:

1. Hipótesis de Planck

La hipótesis de Planck establece que la energía es discontinua y que viaja en paquetes o “cuantos” denominados fotones. E_FOTÓN = h · v, donde h es la constante de Planck = 6,6 · 10^-34. La energía, al estar cuantizada, tan solo puede tomar como valores 1, 2, 3, 4… Sin embargo, los paquetes de fotones son tan pequeños que no podemos apreciar su diferencia de energía.

2. Dualidad Onda-Corpúsculo de De Broglie

La dualidad onda-corpúsculo de De Broglie postula que la luz y, en general, la materia, pueden presentar dos formas de comportamiento: como onda o como cuerpo, y su relación viene dada por:

• Planck: E = h · v
• Einstein: E = m · c²
• h · v = m · v², donde v = λ · v

Despejando λ (Longitud de onda de De Broglie), tenemos que: λ = h / (m · v)

3. Principio de Incertidumbre de Heisenberg

El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que en la naturaleza existen parejas de magnitudes tales que no se puede conocer de manera simultánea el valor de ambas con infinita precisión. Por tanto, si se conoce con mucha precisión un miembro de la pareja, se tiene mucha incertidumbre sobre el valor del otro miembro. Las parejas de magnitudes son:

• Posición – Velocidad
• Energía – Tiempo

Este principio implica que el modelo cuántico no sea determinista.

4. Ecuación de Onda de Schrödinger

La ecuación de onda de Schrödinger es la base del modelo cuántico del átomo. Schrödinger diseña y escribe una ecuación cuyas soluciones corresponden a regiones de alta probabilidad de encontrar a los electrones, llamadas orbitales. Se diferencian de las órbitas de Bohr en:

• No son esféricos.
• Los orbitales son regiones de alta probabilidad de encontrar electrones, las órbitas de Bohr son órbitas fijas donde se sitúan con certeza a los electrones.

Las soluciones de la ecuación de Schrödinger son los números cuánticos; son:

• Número cuántico principal “n”:
  • Indica el nivel de energía.
  • Puede tomar valores de n = 1, 2, 3… ∞
  • Corresponde a la “n” del modelo de Bohr.
• Número cuántico secundario “l”:
  • Puede tomar valores de l = 0, 1, 2, 3… n-1
  • Informa sobre la forma del orbital: (0=> s, 1 => p, 2=> d, 3=> f …)
  • Junto con “n” define la energía del subnivel (E ~ n + l).
• Número cuántico magnético “m”:
  • Puede tomar valores desde –l ….-1, 0, 1, …l
  • Da información sobre la orientación del orbital: un orbital p puede ser (p_x, p_y o p_z); un orbital d puede ser (d_xy, d_xz, d_yz, d_x²-y² o d_z²)
• Número cuántico spin “s”:
  • Puede tomar valores – ½ o ½.
  • Da información sobre el sentido de giro del electrón en su orbital.
  • En cada orbital solo entran, por tanto, dos electrones.

Importante:

• n define un nivel de energía o capa. Ej: n = 2, Nivel 2
• n + l define un subnivel de energía. Ej: n = 4, l = 0, Subnivel 4s
• n + l + m define un orbital. Ej: n = 3, l = 1, m = 0, Orbital 3p_y
• n + l + m + s define un electrón. Ej: n = 1, l = 0, m = 0, s = ½