Fundamentos de la Estructura Atómica: Modelos, Electrones y Propiedades Periódicas

El Corrector Líquido (Típex)

El corrector líquido o típex es un fluido blanco y opaco, a manera de tinta, que se aplica en el papel para tapar errores en el texto. Una vez que está seco, se puede escribir sobre él. Generalmente se vende en forma de lápiz, aunque en un principio se vendía envasado en botellas pequeñas, que en el interior de la tapa tienen un pequeño pincel (a menudo una pieza triangular de esponja) que se moja dentro de la botella y con el cual se aplica el corrector.

Fundamentos de Química: Estructura Atómica y Propiedades Periódicas

Propiedades Periódicas Clave

• Efecto Pantalla: Las capas situadas entre el núcleo y la capa de valencia provocan una repulsión sobre los electrones más externos, haciendo disminuir la carga nuclear efectiva (Q).
• Energía de Ionización (EI): Mínima energía que necesita el átomo (en estado gaseoso y fundamental) para arrancar un electrón de su capa de valencia. [Ecuación: $X_{(g)} + EI \rightarrow X^+_{(g)} + e^-$]
• Afinidad Electrónica (AE): Mínima energía que cede un átomo (gaseoso y fundamental) cuando capta un electrón.
• Electronegatividad (EN): Tendencia de un átomo para atraer el par de electrones de un enlace covalente.
  • Robert Mulliken: La define como la media entre la Energía de Ionización (EI) y la Afinidad Electrónica (AE).
  • Linus Carl Pauling: Propuso una escala cualitativa, con valores en el periodo 2 que van desde 1,0 hasta 4,0.

Configuración Electrónica y Principios Fundamentales

La Configuración Electrónica es el modo en el que se sitúan los electrones (e-) en la corteza de los átomos.

Principios de la Configuración Electrónica

• Principio de Exclusión de Pauli: En un átomo no puede haber dos electrones cuyos números cuánticos sean iguales (en cada orbital habrá un máximo de 2e-).
  • Expresión de Máxima Ocupación: $ns^2 (n \geq 1)$, $np^6 (n \geq 2)$, etc.
• Principio de Mínima Energía (o de Aufbau): Los electrones se colocan en el orbital de menor energía que esté disponible. La energía del orbital viene determinada por la suma de $n+l$, siendo mayor la energía para el orbital que tenga mayor $n$ (si $n+l$ es igual).
• Principio de la Máxima Multiplicidad de Hund: Cuando varios orbitales tienen la misma energía (orbitales degenerados), la configuración más favorable es la que permite el mayor desapareamiento electrónico. Por lo tanto, ningún orbital se llena con dos electrones mientras los restantes del mismo tipo no contengan al menos un electrón.

Modelos Atómicos Históricos

J.J. Thomson (1897)

Analizando los rayos catódicos generados en un tubo de descargas modificado, descubrió el electrón. Más tarde, de forma similar, descubrió el protón. Mediante el estudio de estos rayos en presencia de campos eléctricos y magnéticos, Thomson encontró la relación carga/masa de los electrones y protones.

Propuso un átomo formado por protones y electrones en igual número. Debido a que los protones tienen una masa muy superior a la de los electrones, estos últimos actuarían como aglomerantes. Este es conocido como el Modelo del Pudín de Pasas (o Modelo del Pastel con Pasas).

Robert Millikan

Millikan utilizó partículas atomizadas y cargadas en una cámara de gotas de aceite, lo que le permitió determinar la carga elemental del electrón ($e$). Conocida la carga y la relación carga/masa, determinó la masa del electrón ($9.11 \times 10^{-31} \text{ kg}$) y del protón ($1.67 \times 10^{-27} \text{ kg}$). La carga elemental es $e = 1.6 \times 10^{-19} \text{ C}$.

Ernest Rutherford

Investigó la estructura atómica bombardeando una finísima lámina de oro con partículas alfa.

Experiencia y Modelo

La mayoría de las partículas pasaban sin desviarse, algunas sufrían pequeñas desviaciones y escasas partículas sufrían una desviación considerable. Pensó que el átomo estaba constituido por un núcleo (en el que se encontraba casi toda la masa) y a su alrededor giraban los electrones. Este fue el Primer Modelo Atómico Nucleado.

Limitaciones del Modelo de Rutherford

Se suponía que el movimiento de los electrones obedecía a las leyes de la física clásica (toda partícula cargada que gira emite radiación electromagnética), por lo que el electrón acabaría precipitándose sobre el núcleo. Además, no fue capaz de justificar los espectros atómicos.