Estructura Atómica: De Thomson a la Mecánica Cuántica y la Tabla Periódica

Evolución de los Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Thomson

Thomson propuso un átomo constituido por una esfera uniforme con carga positiva en la que estarían incrustados los electrones para que el conjunto resultase neutro. Este modelo recoge la divisibilidad del átomo.

Modelo Atómico de Rutherford

Rutherford desechó el modelo de Thomson y propuso uno con estructura nuclear. Con un dispositivo, hizo incidir rayos α sobre láminas metálicas muy delgadas y estudió su dispersión, producida cuando la radiación atravesaba el metal.

Rutherford atribuyó las bruscas desviaciones de las partículas α a las fuertes repulsiones de tipo eléctrico.

Rutherford propuso el siguiente modelo de átomo planetario:

• El átomo tiene un núcleo muy pequeño, cargado positivamente.
• Los electrones forman la corteza.
• El átomo es neutro.

Modelo Atómico de Bohr

Bohr propuso un modelo para el átomo de hidrógeno que conjuga el modelo clásico de Rutherford con las ideas cuánticas de Planck.

Propone que las órbitas electrónicas son circulares y establece tres postulados:

1. El átomo consta de un núcleo cargado positivamente alrededor del cual gira el electrón en órbitas circulares permitidas.
2. Solo son posibles determinadas órbitas o estados energéticos para el electrón, cuyo momento angular está cuantizado y relacionado con el denominado número cuántico principal, n. En estas órbitas estables, el electrón no irradia energía.
3. Un electrón puede saltar de una órbita permitida a otra. Si salta a una órbita de menor energía, emite energía en forma de fotón; si salta a una de mayor energía, absorbe energía. La energía del fotón emitido o absorbido es igual a la diferencia de energía entre las órbitas: ∆E = h·f

Posteriormente, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr sugiriendo que las órbitas también podían ser elípticas.

Teoría Cuántica y el Modelo Actual

Louis de Broglie advirtió sobre la dualidad onda-corpúsculo para la materia, es decir, aceptaba que la materia podía comportarse, al igual que la luz, como una onda y como una partícula. Cuando aparecen fenómenos como la reflexión y la refracción, actúa como una onda, y en el caso del efecto fotoeléctrico, actúa como una partícula. Posteriormente, Davisson y Germer confirmaron experimentalmente la naturaleza ondulatoria de los electrones. Llegaron a la conclusión de que, en el caso del átomo, habría que abandonar las ideas de la mecánica clásica de Newton y crear una nueva mecánica que tuviera en cuenta la naturaleza ondulatoria del electrón. Esa mecánica se denomina Mecánica Cuántica.

Desde ese momento, se buscó una ecuación de ondas que pudiera describir el comportamiento del electrón. Fue Schrödinger quien obtuvo una ecuación de onda para el electrón, y lo más importante de ello es que sus soluciones (funciones de onda) dependen de valores enteros que coincidían con los números cuánticos asignados por Bohr y sus seguidores. Desde ese momento, no se habla de órbita (una trayectoria definida) sino de orbital, que representa la región del espacio alrededor del núcleo donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón.

El Sistema Periódico y sus Propiedades

Configuración Electrónica por Grupos (Bloques s y p)

• Grupo I: Alcalinos - Configuración de valencia: s¹
• Grupo II: Alcalinotérreos - Configuración de valencia: s²
• Grupo XIII: Térreos (Boroides) - Configuración de valencia: s²p¹
• Grupo XIV: Carbonoideos - Configuración de valencia: s²p²
• Grupo XV: Nitrogenoideos - Configuración de valencia: s²p³
• Grupo XVI: Anfígenos (Calcógenos) - Configuración de valencia: s²p⁴
• Grupo XVII: Halógenos - Configuración de valencia: s²p⁵
• Grupo XVIII: Gases Nobles - Configuración de valencia: s²p⁶

Nota: Los Grupos III a XII (inclusive) son los elementos de transición, que van llenando progresivamente los orbitales d.

Propiedades Periódicas

Radio Atómico

Para medir el radio de un átomo, se considera este como una esfera. Se mide la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes en estructuras cristalinas (iónicas o metálicas) o en moléculas gaseosas.

• En un grupo: Al bajar en un grupo, el radio del átomo va aumentando. Esto es debido a que, al bajar en el grupo, aumenta el número de niveles de energía (capas), por lo que el tamaño es mayor.
• En un periodo: A lo largo de un periodo (hacia la derecha), el radio atómico generalmente va disminuyendo debido al aumento de la carga nuclear efectiva, que atrae más fuertemente a los electrones de la capa de valencia.

Energía de Ionización (EI)

Es la energía mínima que hay que suministrar a un átomo neutro en estado gaseoso y fundamental para arrancarle un electrón de su capa de valencia y convertirlo en un ión positivo (catión).

• En un grupo: Al bajar, aumenta el radio y disminuye la energía de ionización, porque el electrón de valencia estará más alejado y menos atraído por el núcleo. Cuanto mayor sea el radio, más fácil es quitar el electrón.
• En un periodo: Hacia la derecha, va disminuyendo el radio y, por lo tanto, la energía necesaria para arrancar un electrón será mayor, por estar éste más fuertemente atraído por el núcleo.

Afinidad Electrónica (AE)

Es la energía liberada (generalmente) cuando un átomo neutro en estado gaseoso y fundamental capta un electrón para formar un ión negativo (anión).

• En un grupo: Al bajar, el radio va aumentando, por lo que será más difícil que el núcleo atraiga eficazmente un electrón adicional. Por lo tanto, generalmente se desprenderá menor energía (la afinidad electrónica será menos negativa o menos exotérmica).
• En un periodo: Hacia la derecha, la afinidad electrónica generalmente aumenta (se vuelve más negativa o más exotérmica), es decir, se desprende mayor energía al captar un electrón, ya que el radio va disminuyendo y la atracción del núcleo por un electrón adicional es mayor (mayor carga nuclear efectiva).