La Estructura Electrónica de los Átomos
Después de explorar las estrellas y el sistema solar, nos adentramos en los principios básicos de la química que nos ayudarán a comprender los procesos químicos en planetas similares a la Tierra. La exploración del sistema solar nos recuerda que la Tierra es única para la vida sin protección especial. Esta lección nos impulsa a valorar nuestro planeta y a entender los procesos naturales que ocurren en su superficie e interior. Debemos comprender estos procesos para asegurar condiciones de vida adecuadas para las generaciones futuras. Por estas razones, ahora describiremos los átomos, cuyos electrones en órbita se asemejan a los planetas y satélites que orbitan el sistema solar.
El Átomo de Thomson y Rutherford
Durante el siglo XIX, los físicos aceptaban la idea de Isaac Newton de que los átomos eran «sólidas, macizas, duras, impenetrables partículas, muebles» (Jastrow, 1967, p. 9). Sin embargo, en 1897, J.J. Thomson (1856-1940) descubrió el electrón y propuso un nuevo modelo atómico: los electrones, cargados negativamente, estaban incrustados en una matriz de carga positiva, como pasas en un pudín. En 1911, Niels Bohr (1885-1962) llegó al Laboratorio Cavendish para trabajar con Thomson. Bohr argumentó que el modelo del pudín de pasas no era correcto porque no consideraba la cuantización de la radiación electromagnética descubierta por Max Planck (1858-1947) (Planck, 1900). Thomson no estaba dispuesto a discutir con Bohr. Además, Thomson estaba trabajando en su «aparato de rayos positivos», que llevaría al descubrimiento de isótopos y al desarrollo de la espectrometría de masas (Holton, 1986).
Bohr se trasladó a Manchester, donde Ernest Rutherford (1871-1937) era profesor. Rutherford había bombardeado una lámina de oro con partículas alfa y observó que algunas partículas se dispersaban e incluso rebotaban. Rutherford concluyó que la masa del átomo se concentraba en un pequeño núcleo. El modelo de Rutherford era inestable según la física clásica, ya que un electrón orbitando un núcleo perdería energía. Bohr intuyó que podía mejorar el modelo incorporando la cuantización de la energía.
Bohr tuvo éxito y recibió el Premio Nobel de Física en 1922. Sin embargo, incluso Rutherford se mostró escéptico al principio (Holton, 1986, p. 240). El trabajo de Bohr (1913a, b) no fue bien recibido inicialmente (Holton, 1986, p. 240). La física estaba a punto de cambiar con la mecánica cuántica.
Teoría de Bohr del Átomo de Hidrógeno
La inestabilidad de un átomo con un electrón orbitando el núcleo se puede demostrar con física newtoniana. La energía del átomo es la suma de la energía cinética y la energía potencial. La inestabilidad surge porque el átomo es un «pozo de energía». Bohr resolvió este problema postulando que la energía del átomo está cuantificada:
mvr = nh / 2π (5.5)
donde n es el número cuántico principal. En el modelo de Bohr, la energía del átomo varía con el inverso del cuadrado del número cuántico principal. Bohr calculó la constante de Rydberg, confirmando su modelo.
Emisión de Rayos X
El modelo de Bohr explica la emisión de rayos X, descubierta por Wilhelm Röntgen (1845-1923). En un tubo de rayos X, electrones acelerados golpean un objetivo metálico. Los rayos X se emiten cuando electrones llenan vacantes en las órbitas. Las longitudes de onda dependen de las diferencias de energía entre las órbitas. Charles Barkla (1877-1944) descubrió los espectros de rayos X característicos en 1911, y H.G.J. Moseley (1897-1915) relacionó estos espectros con el número atómico en 1913.
Además del espectro característico, se produce un espectro continuo. El espectro característico se divide en series (K, L, M…). Los rayos X K-alfa se usan comúnmente en análisis.
Modelo de Schrödinger del Átomo
El modelo de Bohr funcionó para el hidrógeno, pero no para átomos con más electrones. Sommerfeld introdujo órbitas elípticas. Louis de Broglie (1892-1987) demostró que los electrones tienen propiedades ondulatorias. Heisenberg formuló el principio de incertidumbre. En 1926, Heisenberg y Schrödinger propusieron un nuevo modelo. Schrödinger usó las ondas de De Broglie. La ecuación de Schrödinger describe la distribución de electrones en el espacio.
El Principio de Aufbau
El principio de Aufbau construye átomos agregando electrones a los orbitales. El principio de exclusión de Pauli limita el número de electrones por orbital. Las reglas del principio de Aufbau son:
- Los electrones entran en orbitales de menor energía.
- Cada orbital puede contener dos electrones con espines opuestos.
- Los electrones se distribuyen primero con un electrón por orbital.
- Los átomos son más estables con orbitales llenos, medio llenos o vacíos.
La Tabla 5.2 muestra las configuraciones electrónicas de los elementos. Las propiedades químicas dependen de la estructura electrónica.
Resumen
Nuestro concepto del átomo ha evolucionado desde Thomson. Rutherford, Bohr, De Broglie, Heisenberg y Schrödinger contribuyeron. La mecánica cuántica describe los estados de energía de los átomos. El principio de Aufbau predice la configuración electrónica. Las propiedades químicas dependen del número atómico y la distribución de electrones.