4. El paso de una órbita a otra supone la absorción o

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4. El paso de una órbita a otra supone la absorción o emisión de radiación. El
átomo sólo absorberá o emitirá la radiación justa para pasar de una órbita a
otra.
Las órbitas de los electrones son
estables y el electrón permanece en
ellas sin emitir ni absorber energía.
El paso de una órbita a otra más alejada
del núcleo sólo es posible cuando el electrón absorbe justamente la diferencia
de energía entre ambas órbitas. Por el contrario, para pasar de una órbita a
otra más cercana al núcleo, el electrón debe emitir la energía correspondiente
a la diferencia de energía entre las órbitas.
Por eso los espectros atómicos de emisión
y absorción están formados por líneas
discretas, son las líneas que corresponden
a las diferencias de energía entre las órbitas de los electrones.
Con posterioridad el físico alemán Sommerfeld introdujo en el modelo la posibilidad
de órbitas elípticas.
Arnold Sommerfeld
Köningsberg, 1868 - Munich, 1951
Interesado en la radiación gamma (g) y en los rayos X, determinó la longitud de
onda de los mismos.
Laue, conocida esta longitud de onda para obtener difracción de rayos X por
las estructuras cristalinas y determinar la geometría de los cristales.
En 1916 modificó el modelo atómico de Borh, incluyendo en él la posibilidad de
órbitas electrónicas elípticas y explicando de esta forma la estructura fina del
espectro del átomo de hidrógeno.
Fue profesor de grandes físicos, como Bethe o Heisenberg.
El modelo atómico de Bohr permite explicar el espectro atómico del hidrógeno, pero
no era capaz de predecir los espectros atómicos de los restantes elementos de la
tabla periódica, por lo que tuvo que ser abandonado a favor de la mecánica cuántica.
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2.6. NÚMEROS CUÁNTICOS.
El descubrimiento del principio de incertidumbre de Heisenberg, que afirma la
imposibilidad de conocer perfectamente la posición y la velocidad de una partícula
hizo que se desestimara la idea de órbita, de un camino que recorre el electrón.
Werner Karl Heisenberg
Duisburgo, 1901 - Munich, 1976
Doctorado de Sommerfeld, estudió con Born en Gotinga y con Bohr en
Copenhague.
Interesado por la estructura atómica y la teoría de la ciencia, abandonó todo
intento de describir mediante imágenes el átomo, proponiendo un modelo
atómico matemático que reproducía fielmente el comportamiento atómico: la
mecánica cuántica matricial. Este modelo es equivalente a la mecánica
cuántica ondulatoria, aunque menos intuitiva que esta.
Enunció el principio de incertidumbre que lleva su nombre, según el cual no es
posible conocer simultáneamente la posición y velocidad de una partícula.
Tras el descubrimiento del neutrón, propuso un modelo nuclear consistente en protones y
neutrones, desterrando definitivamente los electrones del núcleo atómico. Desarrolló teorías para
impedir la evaporación del hidrógeno líquido, que se emplea como combustible en cohetes.
En la actualidad, el modelo atómico se basa en la mecánica cuántica y el electrón
está descrito por una ecuación llamada función de ondas. Esta función está
definida por cuatro números cuánticos:
•
El número cuántico principal, n, puede tomar cualquier número natural,
salvo el cero: 1, 2, 3, 4... Indica el tamaño del orbital y su energía. Cuanto
mayor sea, mayor será el orbital y mayor su energía.
Los orbítales se agrupan en capas, dependiendo del valor del número
cuántico principal, ya que se relaciona con la lejanía al núcleo del átomo.
•
El número cuántico azimutal, l está relacionado con el momento angular
del electrón y la forma del orbital. Su valor depende del valor de n,
variando desde cero a una unidad menos que el número cuántico
principal.
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Si n = 1, l sólo puede tomar el valor 0, pero si n = 3, l puede tomar los
valores 0, 1 y 2.
Cada orbital recibe un nombre, correspondiente a una letra minúscula,
dependiendo del valor del número cuántico azimutal. Así, un orbital en el
que l = 2 el nombre de orbital d.
•
l
Letra
0
s
1
p
2
d
3
f
4
g
El número cuántico magnético, m, está relacionado con la orientación
espacial del orbital. Puede tomar cualquier valor desde -l hasta +l. Si 1 = 0
habrá un único orbital s ya que m = 0 también. Por el contrario, si l = 1,
existirán tres orbitales p, ya que m puede tomar los valores -1, 0 y 1.
•
El número cuántico de spin, s, es una propiedad intrínseca del electrón, no
tiene nada que ver con el orbital. Tiene dos valores posibles ½ o - ½.
Los valores de los números cuánticos dependen del valor que toma n, así que el
número de orbítales no es el mismo en cada capa. En la primera capa, como n = 1, l
tomará el valor 0, y m también, por lo que sólo hay un orbital. En la segunda capa n
= 2, así que l puede tomar los valores 0 o 1. Si toma el valor 0, m debe tomar el
mismo valor. Si l toma el valor 1, m tomará los valores -1, 0 y 1, así que habrá un
total de cuatro orbítales.
2.7. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
En un átomo, los electrones no se distribuyen al azar, sino siguiendo tres reglas
básicas:
1. Principio de exclusión de Pauli:
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En un átomo, no pueden existir dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales.
Cada orbital está definido por tres números cuánticos: n, número cuántico
principal, l, número cuántico azimutal, y m, número cuántico magnético.
Queda otro número cuántico: s, el número cuántico de spín.
Como los electrones no pueden tener esos cuatro números cuánticos iguales,
en
un
orbital
determinado
sólo
podrán
colocarse
dos
electrones,
correspondientes a los dos valores del número cuántico de spín.
Además hemos de tener en cuenta que los valores de l y m dependen del
valor del número cuántico principal, por lo que el número de orbitales varía en
cada capa electrónica. Como en la capa n hay n2 orbitales, y en cada orbital
caben dos electrones, en cada capa, podrán colocarse un máximo de 2·n2
electrones.
Wolfgang Pauli
Viena, 1900 - Zurich, 1958
Alumno de Sommerfeld en Munich, cursó estudios de postdoctorado con Borh
en Copenhague y entró a formar parte de la universidad de Hamburgo en 1923.
En
1925
propuso
su
principio
de
exclusión,
que
permitió
explicar
adecuadamente la configuración electrónica de los átomos. Junto con el
descubrimiento de Moseley del número atómico, el principio de exclusión de
Pauli permite explicar el ordenamiento de los elementos en la tabla periódica.
Por este descubriendo, en 1945 fue premiado con el premio Nobel.
Para permitir que se mantuviera el principio de conservación de la energía en
las desintegraciones radiactivas, propuso la existencia de una partícula sin carga y de muy poca
masa, que fue llamada neutrino. En 1956 fue detectada experimentalmente dicha partícula.
2. Principio de mínima energía:
Al colocarse los electrones de un átomo en sus orbitales, siempre lo hacen de
forma que la energía del conjunto sea mínima: los electrones se disponen en
los orbitales con menos energía, siempre con un máximo de dos electrones
por orbital.
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La energía de los orbítales no es fácil de calcular, aunque una regla
mnemotécnica, el principio de Auf-Bau indica que la energía de los orbítales
es proporcional a la suma de los números cuánticos n y l. Si la suma es igual,
el de menor n será el de menor energía.
Un diagrama, el diagrama de Mohecer, sirve
de recordatorio y nos indica el orden de
energía de los orbitales atómicos.
Así los orbítales d de la cuarta capa
electrónica tienen todos la misma energía, ya
que poseen los números cuánticos n (que vale
4) y l (que vale 2) iguales. Se dice que son
orbítales degenerados.
3. Regla de Huna:
Cuando varios electrones se sitúan en orbitales degenerados, es decir, con la
misma energía, lo hacen en la forma más separada posible.
Si se colocan dos electrones en los orbitales 3d, orbitales d (el número
cuántico azimutal vale 2) de la capa 3 (el número cuántico principal vale 3), se
colocarán uno en un orbital y otro en otro.
Si se sitúan cinco electrones, se colocarán uno en cada orbital 3d. Sólo a
partir de ese momento, al colocar algún otro electrón, empezarán a colocarse
dos electrones en algunos orbitales.
La configuración electrónica de un átomo es indicar la situación de sus electrones en
los orbítales. Para ello se escribe la capa del orbital, la letra que corresponde al
mismo y, como superíndice, el número de electrones del orbital. Los orbítales
degenerados se agrupan, y en los orbítales 3d, como hay cinco orbítales, pueden
colocarse hasta diez electrones.
Con ayuda de las reglas anteriores es posible definir en qué orbitales atómicos se
colocan los electrones de un elemento determinado.
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Para el hierro, con veintiséis electrones, se procede según se indica a continuación:
s2
p6
1
2
2
2
6
3
2
6
4
2
d10
6
De donde se tiene que su configuración electrónica es:
1s22s2 2p63s2 3p6 4s2 3d6
También se puede escribir la configuración electrónica indicando sólo lo que es
distinto del gas noble precedente. Sería entonces:
[AR] 4s2 3d6
2.8. ISÓTOPOS.
La diferencia esencial entre un elemento químico y otro se debe a su número
de electrones, ya que la configuración electrónica es la que determina sus
propiedades químicas. Sin embargo el número de electrones de un átomo,
que no de un elemento, puede cambiar. Un átomo puede ganar o perder
electrones para convertirse en un anión con carga negativa o un catión con
carga positiva.
Al ganar o perder electrones, el átomo se convierte en un ión y cambia su
tamaño. El catión, tras perder un electrón, es de menor tamaño que el átomo
neutro. El anión, tras ganar un electrón, es de mayor tamaño que el átomo
neutro.
El número de protones de su núcleo, el número atómico, que coincide con el
número de electrones del elemento, no cambia, siempre es el mismo y nos
permite, de un solo vistazo, identificar un elemento. Dos núcleos con el mismo
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número de protones pertenecen al mismo elemento. Dos núcleos con distinto
número atómico corresponden a elementos diferentes.
Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico,
pero pueden diferir en el número de neutrones, teniendo distinta masa. Como
el número atómico es el mismo, les corresponde el mismo lugar en la tabla
periódica, y de ahí el nombre de ISÓTOPOS, que quiere decir 'en el mismo
lugar'.
80Hg
Mercurio
ISÓTOPOS
196-198-199-200-201-203-204
Es el único metal líquido a 0ºC
El número de neutrones de un elemento puede
cambiar, dando lugar a diferentes isótopos: núcleos
con
el
mismo
número
atómico,
y
por
tanto
pertenecientes al mismo elemento, pero con distinto
número de neutrones. Cambia su número másico, la
suma de protones y neutrones, que constituye la
masa del núcleo.
El número atómico se escribe como subíndice previo al símbolo del elemento,
mientras que el número másico se puede escribir como superíndice previo al
símbolo del elemento.
44
20
Ca
La media ponderada de los números másicos de los distintos isótopos de un
elemento es la que determina su masa atómica.
El cloro está formado por dos isótopos, con A = 37 uno y A = 35 otro. Sus
abundancias son del 22.5% y 77.5%, respectivamente. Multiplicando la masa de
cada isótopo por su abundancia y sumando los resultados obtenemos su masa
atómica:
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ESTRUCTURA DE LA MATERIA
37 · 0.225 + 35 · 77.5 = 35.45
Conocido el número másico y el número atómico, puede calcularse el número de
protones y de neutrones de un isótopo.
39
K
19
A=
Z=
Nº protones=
Nº neutrones=
39
19
19
20
2.9. TABLA PERIÓDICA.
Se conocen más de cien elementos químicos diferentes y similares en algunas
propiedades. La diferencia esencial entre un elemento químico y otro es su número
de electrones, ya que la configuración electrónica es la que determina las
propiedades químicas de un elemento.
Sin embargo el número de electrones de un átomo, que no de un elemento, puede
cambiar. Un átomo puede ganar o perder electrones para convertirse en un anión
con carga negativa, si gana electrones, o un catión con carga positiva, si los pierde.
La tabla periódica nos ofrece información de la configuración electrónica de un
elemento en función de la posición que ocupa en la misma. Si consideramos el tipo
de orbital que completa un elemento podemos dividir la tabla periódica en cuatro
bloques, s, p, d y f.
Bloques de la tabla periódica
s
p
d
f
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El bloque s está formado por los elementos alcalinos y alcalino-térreos, grupos 1 y 2
respectivamente. El bloque p está formado por los grupos 13 al 18 que, junto con los
grupos del bloque s, forman los ocho grupos principales de la tabla periódica. A los
elementos que forman el bloque d (grupos 3 al 12) se les conoce como elementos
de transición. El bloque f está formado por elementos incluidos en el grupo 3 y que
reciben el nombre genérico de elementos de transición interna. Los de la fila superior
se denominan lantánidos o tierras raras, los de la fila inferior actínidos.
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