Fundamentos de la Estructura Atómica y Modelos Cuánticos
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Estructura Fundamental del Átomo
El átomo está formado por el núcleo y la corteza. Dentro del núcleo están los protones y neutrones, y en la corteza se encuentran los electrones.
Evolución de los Modelos Atómicos
Varias teorías del modelo atómico se postularon históricamente:
Teoría de Dalton
La materia está formada por pequeñas partículas llamadas átomos. Un elemento tiene sus átomos iguales, es decir, los átomos de un elemento se distinguen de los de otros elementos por su masa. La unión de diferentes átomos forma un compuesto.
Teoría de Thomson (Modelo del Pudín de Pasas)
Su modelo propuso que, al desprenderse los electrones de los átomos, se forman rayos catódicos. El átomo era una estructura esférica en la que las cargas positivas y negativas se encontraban distribuidas uniformemente.
- A partir de esto, se descubrió el electrón y el protón.
Teoría de Rutherford (Modelo Planetario)
Dedujo que dentro del átomo, en el centro, hay un corpúsculo llamado núcleo, en el que se concentra la mayor parte de la masa y donde están las partículas de carga positiva llamadas protones. Él intuyó la presencia de neutrones en el núcleo y también determinó la carga nuclear positiva de diferentes elementos, de donde surgieron los conceptos de:
- Número Másico (A): La suma de protones y neutrones que lo forman.
- Número Atómico (Z): Cada elemento tiene uno y representa el número de protones.
- Neutrones (N): Es la diferencia entre A y Z (N = A - Z).
- Isótopo: Es un elemento que tiene el mismo número atómico (Z) pero diferente número másico (A).
Teoría de Bohr (Modelo Cuántico Inicial)
Propuso que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares de radios definidos, es decir, hay órbitas permitidas y órbitas prohibidas. Esto dependía del nivel energético en el que se encontraban.
Conceptos Cuánticos y Orbitales
El nivel energético está determinado por una región en torno al núcleo donde la probabilidad de encontrar el electrón con una energía específica es grande; a esto se conoce como orbital. Cada nivel representa un número cuántico, de donde obtenemos:
- n: Número cuántico principal.
- l: Número cuántico azimutal u orbital.
- ml: Número cuántico magnético.
- ms: Número cuántico de espín (spin).
Dualidad Onda-Corpúsculo
En 1905, Albert Einstein puso en cuestión la teoría clásica de la luz, demostrando que esta presenta un comportamiento corpuscular.
A partir de esta hipótesis, el físico francés Louis de Broglie propuso, en 1924, que de igual modo que la luz, los electrones podrían presentar propiedades ondulatorias.
Radiación y Espectros de Emisión
Teoría de Planck
Los cuerpos sólidos calientes emiten radiación que depende de la temperatura a la que se encuentren. Por ejemplo, un hierro muy caliente emite un resplandor rojo, y una lámpara de incandescencia, luz blanca.
El Espectro Electromagnético
Los cuerpos calientes emiten energía en forma de radiación, y lo hacen de forma continua, es decir, la radiación está formada por todas las frecuencias, desde muy pequeñas hasta muy grandes.
Por el contrario, el espectro de emisión de los elementos gaseosos a baja presión no es continuo, sino que la radiación está formada por algunas frecuencias específicas que se pueden separar por métodos ópticos.
Si la radiación descompuesta en las distintas radiaciones que la componen se registra en una placa fotográfica, se observan unas bandas de color sobre fondo negro, por lo que a estos espectros los conocemos con el nombre de espectros de rayas (o espectros de línea).
Espectro de Emisión del Hidrógeno
El espectro de emisión del hidrógeno es el más sencillo de todos y, por ello, el más estudiado. Se compone de varias series de bandas, que aparecen en la zona ultravioleta, en la visible y en el infrarrojo.
Configuración Electrónica y Niveles de Energía
La siguiente notación representa la distribución de electrones en los subniveles (s, p, d, f) y el número máximo de electrones por nivel principal (n):
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴ 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 5f¹⁴ 6s² 6p⁶ 6d¹⁰ 6f¹⁴ 7s² 7p⁶ 7d¹⁰ 7f¹⁴ Electrones totales por nivel (n): Nivel 1: 2 Nivel 2: 8 Nivel 3: 18 Nivel 4: 32 Nivel 5: 32 Nivel 6: 32 Nivel 7: 32