Modelos Atómicos de Thomson a Bohr y Propiedades Periódicas de los Elementos

El electrón y el modelo atómico de Thomson

El estudio de la conductividad de los gases a baja presión en un tubo de descarga reveló una luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo (electrodo de carga negativa). La causa de esta luminiscencia era un chorro de partículas cargadas negativamente que provenían del cátodo. A estas partículas se las denominó rayos catódicos.

Se comprobó que los rayos catódicos obtenidos con gases diferentes son iguales entre sí y que las partículas poseían una relación fija de carga/masa (e/m). Con estos descubrimientos, Thomson propuso que el átomo no era la partícula indivisible que había postulado Dalton, sino que debía estar formado por cargas negativas: los electrones. Estos se encontraban incrustados en una masa esférica de densidad uniforme con carga positiva. La carga negativa total de los electrones es igual a la carga positiva de la masa en la que están inmersos, por lo que el átomo resulta eléctricamente neutro. Este modelo atómico desvelaba la naturaleza de los rayos catódicos y daba explicación al hecho de que fueran idénticos independientemente del gas analizado.

El protón y el modelo atómico de Rutherford

Ernest Rutherford empleó partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia y observó los siguientes hechos experimentales:

• La mayoría de las partículas atravesaban la lámina metálica sin desviarse.
• Algunas partículas se desviaban notablemente de su trayectoria inicial.
• Otras partículas eran directamente rebotadas o rechazadas por la lámina.

Thomson sugería que los átomos estaban constituidos por una distribución regular de carga y masa, por lo que la lámina debía poseer una estructura interna homogénea y, por tanto, las partículas, al atravesarla, debían exhibir un comportamiento uniforme y no tan dispar como el observado.

Para explicar estos resultados se creó un nuevo modelo denominado modelo nuclear del átomo. Según este modelo, el átomo está formado por:

• Núcleo: Una región central diminuta y densa donde se concentra la carga positiva y prácticamente toda la masa atómica.
• Corteza: Una zona periférica amplia donde los electrones giran alrededor del núcleo.

Concepto de isótopo

Los resultados obtenidos tras una serie de experimentos sugerían que los átomos que forman un elemento no son idénticos en todos sus aspectos, sino que pueden existir átomos con las mismas propiedades químicas pero diferente masa atómica, a los cuales se denomina isótopos.

Espectros atómicos y teoría cuántica

Espectro atómico de emisión

Todas las sustancias emiten, reflejan o absorben energía en algún momento. Se denomina espectro de emisión a la radiación electromagnética emitida por un elemento en estado gaseoso cuando se le suministra la energía suficiente.

Los espectros de los elementos son discontinuos; es decir, solo emiten radiación en frecuencias discretas determinadas. Cada elemento emite siempre el mismo espectro característico y no existen dos elementos con el mismo espectro de emisión.

Teoría cuántica de Planck

La teoría cuántica de Max Planck postula que los cuerpos emiten o absorben la energía en forma de pequeños paquetes discretos o cuantos de energía, en lugar de hacerlo de manera continua.

Limitaciones del modelo de Rutherford y avance hacia Bohr

Limitaciones del modelo atómico de Rutherford

• Los electrones se mueven en órbitas circulares y, por consiguiente, experimentan una aceleración normal (centrípeta). La física clásica establece que una carga eléctrica acelerada debe emitir energía continuamente en forma de ondas electromagnéticas. Como consecuencia, los electrones deberían perder energía paulatinamente y describir una espiral descendente hacia el núcleo hasta colapsar contra él. En tal caso, el átomo emitiría radiación electromagnética de espectro continuo.
• Si el electrón describiese dicha espiral hacia el núcleo, la radiación emitida debería ser continua; sin embargo, se comprobó experimentalmente que los espectros atómicos de emisión son discontinuos.

Modelo atómico de Bohr

Niels Bohr elaboró un nuevo modelo atómico basado en los siguientes postulados:

• La energía del electrón en el átomo está cuantizada.
• El electrón se mueve únicamente siguiendo órbitas circulares estacionarias permitidas alrededor del núcleo, en las cuales no emite energía.
• Solo se absorbe o se emite energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro.

Limitaciones del modelo de Bohr

• No explicaba por qué la energía de las órbitas estaba cuantizada ni por qué ciertas propiedades de los elementos se repetían periódicamente.
• Al aumentar la resolución de los espectrógrafos, se observó que algunas líneas espectrales simples se desdoblaban en realidad en dos (estructura fina).
• Asimismo, se descubrió que las líneas espectrales se desdoblaban en múltiples componentes bajo la influencia de campos magnéticos (efecto Zeeman).

Estructura electrónica moderna y reglas de configuración

Orbital atómico

Un orbital corresponde a una superficie o región espacial tridimensional dentro de la cual existe una probabilidad extremadamente elevada de encontrar al electrón.

Principios de ordenación electrónica

• Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener idénticos sus cuatro números cuánticos.
• Regla de Hund: Los orbitales de una misma subcapa (con idénticos números cuánticos n y l) poseen la misma energía (son degenerados). Para llenarlos, primero se dispone un electrón en cada orbital con sus espines paralelos; posteriormente, se procede al apareamiento completando el segundo electrón con espín opuesto.

Propiedades periódicas

• Radio atómico: Distancia promedio entre el núcleo y la capa de valencia externa. En la tabla periódica aumenta hacia abajo en los grupos y hacia la izquierda en los períodos.
• Energía de ionización: Energía requerida para arrancar un electrón de la capa externa de un átomo neutro de un elemento X en estado gaseoso, transformándolo en un catión monopositivo (X⁺) igualmente en estado gaseoso. Aumenta hacia arriba en un grupo y hacia la derecha en un período.
• Afinidad electrónica: Energía intercambiada cuando un átomo neutro de un elemento X en estado gaseoso adquiere un electrón para transformarse en un ion mononegativo (anión X^-) en estado gaseoso. Generalmente se incrementa hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica.
• Electronegatividad: Medida de la capacidad relativa que tiene un átomo de un elemento para atraer hacia sí los electrones de enlace al formar parte de una molécula. Aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica.