Ciencias Naturales - Química Inorgánica
Ciencias Naturales - Química Inorgánica
2.4 Modelo Atómico Actual
Modelo Mecánico-Cuántico de la Materia
El modelo atómico de Bohr explicaba el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba cuando trataba de explicar el de átomos que tienen más de un electrón. Además la técnica de los espectros se perfeccionó y los investigadores encontraron que algunos átomos tenían más rayas de las que cabía esperar con el modelo de Bohr. La única explicación es, por tanto, que en el átomo realmente hay más niveles de energía. Nuevos descubrimientos agregaron varios elementos a la mecánica cuántica.
El actual modelo atómico se basa en las ideas de científicos, las cuales se resumen a continuación.
Principio de dualidad
En 1924, Louis de Broglie llegó a la conclusión que la materia se comporta como partículas, pero que también posee propiedades ondulatorias. Esta hipótesis fue comprobada por los científicos Davisson y Germer, quienes observaron la difracción de un haz de electrones sobre una muestra, propiedad característica de las ondas.
La dualidad de un objeto va a depender del observador, de modo que un mismo objeto tiene dos posibles interpretaciones.
Principio de incertidumbre
En 1927, Werner Heisenberg indicó que es imposible conocer con exacitud la posición y la velocidad de un electrón. Si se considera su dualidad partícula-onda y el principio de incertidumbre, no es posible determinar con exactitud su trayectoria, pero sí el área del átomo en que hay mayor probabilidad de encontrarlo
Ecuación de Onda Schrödinger
En 1926, Erwin Schrödinger logró describir matemáticamente el comportamiento y la energía del electrón. Los valores obtenidos al resolver la ecuación representan los orbitales atómicos, que son regiones en las que la probabilidad de localizar un electrón es superior al 90%, pero no se puede predecir con exactitud.
La resolución de la ecuación de Schrödinger permite determinar la mayor probabilidad de encontrar los electrones en el espacio.
Modelo atómico mecánico-cuántico
Con los nuevos aportes se estableció el modelo atómico actual, llamado también “mecánico - cuántico”. En este modelo, el átomo está constituido por dos zonas: el núcleo y la nube electrónica.
El núcleo. Ocupa la región central y está formado por protones y neutrones. Concentra prácticamente toda la masa del átomo.
La nube electrónica. Es el espacio exterior del núcleo atómico donde se mueven los electrones, que, a su vez, constituyen niveles y subniveles de energía. El modelo actual especifica que los electrones se mueven en regiones denominadas orbitales.
El modelo mecánico-cuántico establece lo siguiente:
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Los electrones se encuentran ocupando diferentes orbitales atómicos en el átomo. Estos orbitales se agrupan en niveles de energía (n).
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Un orbital atómico os una región del espacio que se encuentra alrededor del núcleo donde existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón.
La mecánica cuántica describe niveles y subniveles de energía en los que se distribuyen los electrones en el átomo. Los niveles de energía son regiones de la nube electrónica donde se encuentran electrones con similar valor de energía, y solo se pueden alojar un número determinado de ellos.
Cada nivel de energía está constituido por subniveles debido a que los electrones que se hallan en el mismo nivel se diferencian ligeramente en la energía que poseen.
Los subniveles se designan por las letras s, p, d y f, cada uno tiene una capacidad fija para alojar electrones: s (2 electrones), p (6 electrones), d (10 electrones) y f (14 electrones), siendo el electrón de menor energía el que se ubique en el orbital 1s por estar más cerca al núcleo.
Los números cuánticos
Para describir las características de un electrón situado en un determinado orbital, se necesitan cuatro números cuánticos, que se representan mediante las letras n, l, m , y m .
- Número cuántico principal (n). Define una capa o nivel de energía en la periferia del núcleo del átomo. Los valores que puede tomar n son los números 1,2, 3, etc. Entre mayor sea el valor de n. la distancia entre un electrón presente allí y el núcleo atómico, será mayor. Así mismo la energía que esta partícula posea también será mayor.
Por ejemplo, si un electrón se encuentra en el nivel de energía 3, el número cuántico principal, n, sería 3.
- Número cuántico secundario o azimutal (l). Determina la forma del orbital, es decir, la región donde el electrón se mueve.
Los posibles valores de l dependen del número cuántico principal n, de modo que, para cada valor de n, l puede tomar todos los valores comprendidos entre 0 y (n — 1).
Por ejemplo, si n = 4, el número l puede tomar los valores 0, 1, 2 y 3. Se acostumbra simbolizar con letras los valores numéricos que puede tomar el número cuántico secundario o azimutal 1. Los diferentes orbitales (s, p, d y f se conocen informalmente como subniveles de energía.)
- Número cuántico magnético (m ). Define la orientación que pueden presentar los orbitales de un mismo subnivel en relación con un campo magnético externo. Para cada valor de l, ml puede tomar todos los valores enteros comprendidos entre - l y + l.
Así, si l = 2, los valores posibles de ml serán: - 2, -1, 0, 1 y 2.
Para l = 3, los posibles valores de ml, serán: -3, -2, -1, 0, 1, 2 y 3.
- Número cuántico de espín (ms). Un orbital puede albergar como máximo dos electrones. Dichos electrones se diferencian entre sí por el sentido de giro sobre su eje.
Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, sus sentidos de giro son opuestos, como solo son posibles dos sentidos de giro, el número cuántico ms, puede tomar solamente dos valores, que son +1/2 y -1/2, y que también se simbolizan con flechas contrarias (↑↓).
Como el electrón es una partícula cargada se comporta como un pequeño imán, por lo cual se dice que tiene un espín o giro.
Es importante aclarar que dos electrones con el mismo espín, es decir, con la flecha dirigida en la misma dirección, no pueden ocupar el mismo orbital. Para ocupar el mismo orbital los electrones deben tener espines contrarios.
Un orbital de un átomo puede tener máximo dos electrones con espines opuestos. Esta regla es conocida como el principio de exclusión de Pauli.
l
s
l
Tipos de orbitales
Los estudios de Schrödinger demostraron que existen distintos tipos de orbitales que, como se mencionó anteriormente, se identifican con las letras: s, p, d y f. La forma y el tamaño de un orbital dependen del nivel y del subnivel de energía en que se encuentra, así:
El subnivel s está constituido por un solo orbital s de forma esférica. Se designa como 1s, 2s, 3s, 4s, 5s, 6s, 7s, según el nivel en que se encuentre. Las propiedades del orbital s son:
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Existe 1 orbital s por cada capa o nivel de energía (n)
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El orbital s tiene forma esférica
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Cada orbital s puede contener hasta un máximo de 2 electrones
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El orbital s aumenta de tamaño en cada capa a medida que aumente n
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En el orbital s, los números cuánticos l (momento angular) y m (magnético) toman los siguientes valores: l = 0 y m = 0
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La probabilidad de encontrar un electrón dentro del orbital s no es uniforme sino que dependerá de la ecuación de función de ondas (Ψ) de Schödinger aplicando los números cuánticos n, l y m (ver imagen arriba en la que se muestra la distribución electrónica)
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Un átomo posee múltiples orbitales s, situándose los electrones en aquel de más baja energía (menor número n) a no ser que dicho orbital s ya esté relleno con 2 electrones o sea excitado mediante calor.
El subnivel p comprende tres orbitales p de igual energía, pero de diferente orientación espacial. El electrón ocupa una zona similar a dos lóbulos. Según su orientación en el espacio, puede ser de tres clases: px, py y pz.
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Números cuánticos del orbital p: l=1 y m= -1,0,+1
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Por lo tanto existen 3 orbitales p por cada capa o nivel de energía (n)
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Los orbitales p tienen forma de parejas de lóbulos (forma de 8) que están orientados en cada uno de los 3 ejes (x, y, z)
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Cada pareja de lóbulos puede contener 2 electrones, por lo que en total, el orbital p puede contener un máximo de 6 electrones.
El subnivel d está formado por un conjunto de cinco orbitales d de igual energía. Los números cuánticos del orbital d: l = 2 y m = -2,-1,0,+1,+2
Por lo tanto existen 5 orbitales d por cada capa o nivel de energía (n).
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Los orbitales d tienen formas diversas formadas por cuatro grupos de cuatro lóbulos cada uno, y un último formado por una pareja de lóbulos rodeada por un anillo.
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Cada uno de los 5 suborbitales d puede contener 2 electrones.
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Por lo tanto, el orbital p puede contener un máximo de 10 electrones.
El subnivel f comprende siete orbitales/de formas complejas. Los números cuánticos del orbital f: l=3 y m= -3,-2,-1,0,+1,+2,+3
Por lo tanto existen 7 orbitales f por cada capa o nivel de energía (n).
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Los orbitales f tienen formas diversas formadas por grupos lobulares y anillos.
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Cada uno de los 7 suborbitales d puede contener 2 electrones, por lo que en total, el orbital p puede contener un máximo de 14 electrones.
La configuración electrónica
Una gran parte de las propiedades físicas y todas las propiedades químicas de un elemento dependen de la corteza electrónica de los átomos que lo componen. El ordenamiento que se presenta para cada átomo se conoce como configuración electrónica del estado fundamental o basal de los átomos. Esta corresponde al átomo aislado en su estado de mínima energía.
Los electrones se organizan alrededor del núcleo en órbitas. Estas órbitas corresponden a regiones del espacio en las que la probabilidad de hallar un electrón es alta y se caracterizan por poseer un determinado nivel de energía. También sabemos que dentro de un nivel de energía dado hay subdivisiones, que denominaremos subniveles.
Por último, hemos mencionado que el número de electrones permitido en un subnivel, así como la forma y orientación espacial de este, están determinados por los cuatro número cuánticos. A continuación veremos en detalle cómo se distribuyen los electrones en estas regiones espaciales para diferentes átomos.
Para construir una especie de mapa, que describa cómo están dispuestos los electrones en la periferia del núcleo atómico, deben tenerse en cuenta los siguientes principios:
- Principio de ordenamiento: al ordenar los elementos de manera creciente de números atómicos, cada átomo de un elemento tendrá un electrón más que el del elemento que le precede. Por ejemplo, cada átomo de carbono con número atómico 6, tendrá un electrón más que cada átomo de boro que tiene numero atómico 5 y por tanto 5 protones y por cada protón un electrón.
- Principio de Aufbau: es complemento del anterior y establece que el electrón que distingue a un elemento del elemento precedente se ubica en el orbital atómico de menor energía disponible (s o p).
- Principio de exclusión de Pauli: un orbital no puede contener más de dos electrones, y los espines de dichos electrones deben tener valores opuestos. Se representan (↑↓) donde cada flecha indica la dirección de un electrón.
- Principio de máxima multiplicidad de carga (regla de Hund): los electrones que pertenecen a un mismo subnivel se disponen de manera que exista el mayor número posible de electrones desapareados con el mismo valor de espín.
Cuando un orbital contiene únicamente un electrón, se dice que este electrón está desapareado. Según esto, se debe colocar un solo electrón representado con una flecha en un orbital hasta completar todos los orbitales y, luego, ubicar el otro electrón faltante en cada orbital hasta que vayan quedando apareados los electrones en todos los orbitales.
En el diagrama de Moeller, se muestra gráficamente la aplicación de los números cuánticos y los principios mencionados. Los números del 1 al 7 indican el nivel de energía y se pueden representar con las letras mayúsculas K, L, M, N, O, P, Q; las letras minúsculas s, p, d y f representan los subniveles y los exponentes, el número máximo de electrones que puede albergar cada subnivel. Así, 2 para s, 6 en p, 10 en d y 14 en f.
Estos subniveles se van llenando de arriba hacia abajo, en la dirección y sentido que señalan las flechas, debido al orden de energía creciente para los orbitales atómicos, hasta completar tantos electrones como requiera el número atómico del elemento.
El diagrama de Moeller se desarrolló como una regla mnemotécnica para que la configuración electrónica de un átomo pueda expresarse según el principio de Aufbau. Esto implica que los electrones se integran en un orden especial uno por uno en cada órbita disponible tomando como referencia sus niveles de energía.
De esta manera, los primeros orbitales se conectan con los electrones de menos energía y los últimos orbitales se asocian con los electrones de más energía presentes en el átomo.
En el video que encuentras a continuación puedes despejar algunas dudas.
