Partículas Subatómicas: Descubrimiento, Modelos Atómicos y Distribución Electrónica

El Descubrimiento de las Partículas Subatómicas

Michael Faraday denominó electrolitos a las sustancias que, disueltas en agua, conducían la electricidad. La descarga eléctrica se llamó rayos catódicos porque partían del electrodo negativo o cátodo. En 1897, Joseph John Thomson demostró que estos rayos estaban formados por partículas de carga eléctrica negativa: los electrones. Ernest Rutherford dedujo que las partículas alfa son núcleos de helio y estableció que los núcleos de todos los átomos están compuestos por partículas positivas, como el núcleo del átomo de hidrógeno, al que llamó protón.

El Modelo Atómico de Thomson

En 1910, Thomson propuso su modelo atómico:

• El átomo es una esfera maciza de carga eléctrica positiva.
• Los electrones están incrustados en esta esfera maciza en un número suficiente como para neutralizar la carga eléctrica positiva de la esfera.

Principios del Modelo de Rutherford

• El átomo posee un núcleo central que contiene prácticamente toda la masa del átomo y tiene carga eléctrica positiva.
• Los electrones, de masa muy pequeña y carga eléctrica negativa, se encuentran girando alrededor del núcleo a distancias relativamente grandes y en órbitas circulares concéntricas.
• Los electrones se mantienen alrededor del núcleo por la atracción eléctrica.
• La suma de cargas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, pues el átomo es eléctricamente neutro.

El Núcleo Atómico y Conceptos Relacionados

• Número atómico (Z): Es el número de protones que hay en un núcleo.
• Número másico (A): Es el número de protones más el número de neutrones que hay en un núcleo.
• Isótopos: Son átomos con igual número atómico y distinto número másico: tienen igual número de protones pero distinto número de neutrones.
• Isóbaros: Son átomos que tienen igual número másico y distinto número atómico.
• Isoelectrónicos: Son los átomos o iones monoatómicos que tienen el mismo número de electrones. La valencia se explica por la tendencia a adquirir configuraciones isoelectrónicas con las de algunos elementos muy estables.
• Masa atómica: De un elemento es la media ponderada de las masas de sus isótopos: masa atómica del elemento = m₁·x₁ + m₂·x₂...

Ondas, Espectros y la Teoría Cuántica

• Longitud de onda (λ): Es la distancia entre un punto por el que pasa la onda y el punto inmediatamente siguiente que está en el mismo estado de vibración. Se mide en metros (m).
• Frecuencia (ν): Es el número de veces que la onda vibra en un segundo. Se mide en segundos^-1 o hercios (Hz).
• Periodo (T): Es el tiempo que tarda en realizarse una vibración. Se mide en segundos (s).
• Velocidad de la luz (c): Todas las ondas electromagnéticas viajan a la misma velocidad. Esta velocidad depende del medio. En el vacío es máxima y en unidades del SI vale 2.997925·10⁸ m s^-1. c = λ·ν = λ / T

Espectros Atómicos

Denominamos espectros al conjunto de ondas simples que forman una onda compuesta. El espectro visible es el conjunto de energías que forman la luz visible. También se puede hablar del espectro electromagnético (que incluye no solo las ondas visibles, sino también todas las ondas electromagnéticas) o del espectro acústico (formado por las ondas sonoras).

Un espectroscopio es el aparato que se utiliza para separar las ondas electromagnéticas y analizarlas. Un espectrómetro es el aparato que lleva una escala graduada que permite la lectura directa de la longitud de onda de la radiación estudiada.

Se clasifican en:

• Espectros de emisión: Debidos a la energía emitida por un cuerpo.
• Espectros de absorción: Debidos a la energía absorbida por un cuerpo.

Según su aspecto, se clasifican en:

• Espectros de rayas: Muestran absorción o emisión de energías concretas.
• Espectros de bandas: Muestran absorción o emisión de cualquier valor de energía comprendido entre unos determinados intervalos.
• Espectros continuos: Muestran absorción o emisión de todos los valores de energía posibles.

La Teoría Cuántica de Planck

Max Planck planteó la idea de que los átomos del material emisor de luz no variaban su energía de cualquier manera, sino de un modo discreto, discontinuo, en ciertas cantidades, no en cualquier cantidad. La energía que ganaban o perdían los átomos debía ser un múltiplo exacto de una cantidad de energía llamada cuanto: E = h·ν. La constante de Planck (h) es una de las constantes fundamentales del universo y aparece en muchas expresiones físicas y químicas.

La teoría cuántica supone que los fenómenos subatómicos son discontinuos; las magnitudes físicas no pueden variar su valor de forma continua.

El Modelo Atómico de Bohr

• Primer postulado: Los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; el electrón no emite energía.
• Segundo postulado: No todas las órbitas son posibles. Los electrones solo pueden girar en órbitas en las que se cumple: mvr = n h / 2π
• Tercer postulado: Si un electrón pasa de una órbita superior a una inferior, la diferencia de energía entre las dos órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. Si el electrón pasa de una órbita inferior a una superior, necesita absorber la diferencia de energía entre ambas órbitas, y también la absorbe en forma de radiación electromagnética. Así, cualquier tránsito electrónico cumple: ΔE = E_j - E_i = hν

Aciertos y Objeciones al Modelo de Bohr

Aciertos: Permite calcular teóricamente el valor del radio de las órbitas y de la energía de los electrones en ellas. A partir de estos cálculos se pueden calcular todas las diferencias de energía entre ellas.

Limitaciones: El modelo de Bohr solo es aplicable al átomo de hidrógeno y a los átomos llamados hidrogenoides, por presentar un único electrón, como He⁺ o Li²⁺.

La Ampliación de Sommerfeld al Modelo de Bohr

Arnold J.W. Sommerfeld propuso mejoras al modelo de Bohr:

• Las órbitas del electrón pueden ser elípticas, siendo las órbitas circulares solo un caso particular.
• En una órbita elíptica, la velocidad del electrón varía según esté más o menos cerca de los focos de la elipse. Para distinta excentricidad de las elipses, resultan diferentes valores de energía. Esto ampliaba los posibles estados energéticos del electrón y, por tanto, también los posibles saltos de uno a otro.

El Efecto Zeeman

El holandés Pieter Zeeman descubrió en 1886 que, en el espectro de los átomos sometidos a un campo magnético, las rayas (que sin este campo aparecían como únicas) se convertían en múltiples. Esto se conoce como efecto Zeeman. Se interpretó que un electrón, moviéndose alrededor del núcleo, genera un campo magnético. Este campo magnético actúa como un pequeño imán a nivel atómico. La inclinación de las órbitas también estaba cuantizada, es decir, que no podía variar continuamente y solo podía tener unos valores concretos.

El Espín Electrónico

Otto Stern y Walter Gerlach dispararon un haz de átomos de plata a través de un campo magnético. Observaron que los átomos eran desviados por el campo magnético, lo que probaba que los átomos presentaban magnetismo. Existía un magnetismo en los átomos que presentaba dos posibilidades, y solo dos, sin estados intermedios. Era un nuevo caso de cuantización a nivel atómico.

George Uhlenbeck y Sam Goudsmit plantearon que el electrón se comporta como una esfera cargada eléctricamente que gira sobre sí misma y que genera un magnetismo propio, al que llamaron momento angular de espín (espín significa "giro"). Como está cuantizado, se le asoció un nuevo número cuántico, el número cuántico de espín (s).

Números Cuánticos y el Modelo Vectorial del Átomo

Valores permitidos de los números cuánticos del modelo vectorial:

• Número cuántico principal (n): Puede tomar valores 1, 2, 3, 4... Cuantiza el llamado nivel energético principal.
• Número cuántico secundario o azimutal (l): Toma valores que van desde 0 hasta n-1. El valor de l se acostumbra a representar con las letras: s (l=0), p (l=1), d (l=2), f (l=3).
• Número cuántico magnético (m): Puede tomar valores que van desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=3, entonces m puede tomar como valores -3, -2, -1, 0, +1, +2 y +3.
• Número cuántico de espín (s): Puede tomar solo dos valores: -1/2 y +1/2.

Distribución de los Electrones en los Átomos Polielectrónicos

El modelo de Bohr y el modelo vectorial son modelos cuánticos. Los números cuánticos:

• No son la energía.
• Son variables de la ecuación de la energía de un electrón.
• Las variables cuánticas solo pueden tomar algunos valores; otros valores darían energías prohibidas para el electrón.
• Los valores que pueden tomar siguen unas reglas sencillas.

Niveles, Subniveles y Orbitales

• Nivel o capa: Está definido por el número cuántico principal (n). Los electrones que poseen el mismo valor de n están en el mismo nivel.
• Subnivel o subcapa: Está definido por dos números cuánticos: el principal (n) y el secundario (l).
• Orbital: Está definido por tres números cuánticos: principal (n), secundario (l) y magnético (m). Los orbitales que tienen los mismos valores de n y l, y se diferencian solo en el valor de m, están degenerados.

Principio de Exclusión de Pauli

En un mismo átomo no pueden existir dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos iguales.

• En un orbital (iguales n, l y m) solo puede haber dos electrones que, obviamente, tendrán su cuarto número cuántico distinto (s = -1/2 y s = +1/2).
• En un subnivel hay 2l + 1 orbitales y, como en cada orbital caben dos electrones, en un subnivel caben 2·(2l + 1) electrones.
• En un nivel n caben 2n² electrones.

Regla de Hund o de Máxima Multiplicidad

Esta regla dice que, mientras sea posible, los electrones de un mismo subnivel se distribuyen de modo solitario, evitando formar parejas en un mismo orbital. Los electrones se aparejan en un mismo orbital, con lo cual sus espines deben ser distintos (+1/2 y -1/2), lo que se conoce como electrones apareados.

Regla de Madelung

• Tiene menor energía el orbital con un valor de n + l más bajo.
• A igualdad de n + l, tiene menor energía el orbital con un n más bajo.

Principio de Construcción (Building-up o Aufbau)

Los electrones de un átomo se disponen ocupando sucesivamente los orbitales de menor energía posible.

Escritura de Notaciones Electrónicas

La notación electrónica de un átomo es la indicación detallada de su configuración electrónica, o sea, de los niveles, subniveles y orbitales en que se sitúan todos sus electrones. No obstante, generalmente se usa la notación simplificada, que indica solo el número de electrones en cada subnivel.