TEORÍA CUÁNTICA Y ESTRUCTURA ATÓMICA.

...

La física clásica asumía que los átomos emitían o absorbían cualquier cantidad de energía radiante, sin embargo, Planck propuso que los átomos emitían o absorbían energía en pequeños paquetes. A esta cantidad mínima de energía que se podía emitir o absorber en forma de radiación electromagnética, Plank, la llamó cuanto.

En 1905, Albert Einsten utilizó la teoría de Plank para resolver las dudas existentes sobre el efecto fotoeléctrico, fenómeno en el cual los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima. Einsten dedujo que cada partícula de luz, llamada fotón, debía poseer una energía proporcional a la frecuencia de la luz. Así, la energía radiante misma está cuantizada.

La teoría de Einsten fue un gran dilema, ya que por un lado explicaba el efecto fotoeléctrico pero por otro, la teoría de partícula de la luz no era consistente con su ya conocido comportamiento de onda, por lo que la única manera de resolver el dilema fue aceptar que la luz posee propiedades tanto de partícula como de onda.

Después que Rutherford descubriera la naturaleza nuclear del átomo, los científicos pensaron en el átomo como un “sistema solar microscópico” en el que los electrones estaban en órbita alrededor del núcleo.

Bohr supuso inicialmente que los electrones se movían en órbitas circulares alrededor del núcleo. Sin embargo, según la física clásica una partícula con carga eléctrica (como un electrón) que se mueve en una trayectoria circular debería perder energía continuamente por emisión de radiación electromagnética. Al perder energía, el electrón tendría que seguir una espiral hasta caer en el núcleo. Bohr supuso que las leyes conocidas de la física eran inadecuadas para describir todos los aspectos de los átomos. Además, Bohr adoptó la idea de Planck de que las energías están cuantizadas. Bohr basó su modelo en tres postulados:

- Sólo están permitidas órbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo.

- Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y está en un estado de energía “permitido”. Un electrón en un estado de energía permitido no irradia energía, y por tanto, no cae en espiral hacia el núcleo.

- Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de un estado permitido de energía a otro. Esta energía se emite o absorbe en forma de fotón

El modelo actual de los átomos fue desarrollado principalmente por Erwin Schrödinger, en el que se describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.

La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por una nube tenue de electrones que retiene el concepto de niveles estacionarios de energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad. Esta teoría deriva de tres conceptos fundamentales:

- El concepto de estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bohr. Normalmente los electrones se encuentran en el nivel de mínima energía (estado basal), pero pueden absorber energía, pasando a un nivel superior, más alejado del núcleo (estado excitado). Mientras los electrones describen una órbita no hay emisión ni absorción de energía.

- Naturaleza dual de la masa sugerida por Luis De Broglie. De Broglie concluyó que la masa, como la luz, tiene ambas características: de partícula y de onda.

- Principio de incertidumbre de Heisenberg. Dedujo una ecuación matemática en la que el electrón era tratado en función de su comportamiento ondulatorio. De acuerdo con esta ecuación, la posición probable de un electrón está determinada por cuatro parámetros llamados cuánticos, los cuales tienen valores dependientes entre sí.

NÚMEROS CUÁNTICOS

- Número cuántico principal (n): Designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado; este número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo. El número cuántico “n”, puede asumir cualquier valor entero, aunque con 7 valores (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7), es posible satisfacer a los átomos conocidos actualmente.

- Número cuántico secundario (l): Determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo tanto, el valor de “l” indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón y se realiza con la forma de la nube electrónica. Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía. Los valores de l están determinados por el valor de n; l puede asumir valores desde 0 hasta n-1. Así:

- En el 1° nivel energético sólo hay un subnivel, al cual l da el valor de cero y lo representa con la letra s (sharp).

- En el 2° nivel energético hay dos subniveles, a los que l da el valor de 0 y ±1; y los representa por las literales s y p (principal).

- En el 3° nivel energético hay tres subniveles, a los que da el valor de 0, ±1 y ±2; y los representa por las literales s, p y d (diffuse).

- En el 4° nivel energético hay cuatro subniveles, a los que asigna el valor de 0, ±1, ±2, y ±3; y los representa por las literales s, p, d y f (fundamental)

- Y así, sucesivamente, pero son suficientes 4 subniveles para los átomos conocidos.

- Número cuántico magnético (m): Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los subniveles energéticos, cuando estos están sometidos a un campo magnético. Los subniveles energéticos están formados por orbitales. Un orbital (llamado REEMPE) es la región del espacio energético donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.

El número de electrones por subnivel está dado por la relación (2l + 1) que puede ir desde –l hasta +l pasando por el cero.

- En el subnivel s (l=0), hay un solo orbital al que m da el valor de 0.

[pic 3]

- En el subnivel p (l=1), hay tres orbitales a los que m da los valores de -1, 0 y +1.

, , [pic 4][pic 5][pic 6]

- En el subnivel d (l=2), hay cinco orbitales a los que m da los valores de -2, -1, 0, +1 y +2.

,