Fundamentos de la Estructura Atómica: Espectros, Cuantización y Orbitales

Espectros atómicos

Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (mediante descarga eléctrica, calentamiento, etc.), estos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Estas radiaciones, dispersadas en el prisma de un espectroscopio, se observan como una serie de rayas; el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.

Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, esta absorbe determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras sobre un fondo continuo, fenómeno denominado espectro de absorción.

Hipótesis de Planck y cuantización de la energía

El estudio de las rayas espectrales permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada longitud de onda (λ) con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos.

Planck supuso que la energía estaba cuantizada; es decir, la energía absorbida o desprendida por los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o cuanto. Así, si un átomo emite radiación de frecuencia ν, la energía desprendida por dicho átomo sería:

E = h · ν

Efecto fotoeléctrico

Algunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación sobre ellos. Este fenómeno se utiliza, por ejemplo, para cerrar un circuito. Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la intensidad de la radiación, sino únicamente de su frecuencia ν.

Modelo de Bohr

Bohr basa su teoría en dos hechos fundamentales:

• La aparición del espectro del hidrógeno.
• La teoría cuántica de Planck.

Sus postulados principales son:

• Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas permitidas.
• Los electrones, al girar en estas órbitas, no emiten energía.
• Cuando un átomo recibe energía, los electrones pasan a un nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita original, el átomo emite un fotón con una energía equivalente a la diferencia entre ambos niveles.

Números cuánticos y configuración electrónica

Números cuánticos

• n (principal): 1, 2, 3, 4...
• l (secundario): de 0 a n-1 (0=s, 1=p, 2=d, 3=f).
• m (magnético): de -l a +l.

Principios de distribución electrónica

• Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
• Regla de la máxima multiplicidad de Hund: Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados (de la misma energía), lo harán en orbitales diferentes y con espines paralelos, siempre que sea posible.

Configuración electrónica

El orden de llenado de los orbitales sigue la secuencia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s.