Modelo atómico de Bohr y principios de la mecánica cuántica

Bohr: 1913 trata de explicar las líneas espectrales:

• En un átomo el electrón sólo puede tener ciertos estados de movimiento. Cada uno de ellos tiene una E fija y determinada.
• En cualquiera de estos estados el electrón se mueve describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. Solo son posibles aquellas órbitas en las que se cumple que el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π.
• Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo (hacia orb. ext) o emitiendo (interior) radiación eléctrica cuya E sea la diferencia entre las órbitas inicial y final.

Principio de incertidumbre de Heisenberg:

Cuanto menor sea el átomo de la partícula menor debe de ser la λ de la luz. 1927, existe un límite de la precisión con la que podemos conocer de forma simultánea la posición y la E de una partícula. AxAp ≥ h/4π = h/2π

Modelo mecanocuántico del átomo:

Podemos describir el comportamiento del electrón alrededor del núcleo usando una ecuación similar a la de las ondas estacionarias. Función de onda: está relacionada con la posición del electrón en torno al núcleo y desarrollándola se obtiene la ecuación de onda: ĤΨ = EΨ. Las soluciones no siempre tienen un significado físico, para corregirlos se utilizan los números cuánticos.

Orbitales atómicos:

Zona del espacio en donde existen al menos un 90% de posibilidades de encontrar al electrón y es una medida de densidad de carga en un volumen determinado en torno al núcleo. El modelo de átomo de la mecánica cuántica supone un átomo con un núcleo y una nube difusa de electrones en sus proximidades. -L=0, tipo s -L=1, 3 tipo p -L=2, 5 tipo d L=3, 7 tipo f

Números cuánticos:

• Principal: las fuerzas de atracción electrónicas núcleo-electrón son centrales pero las órbitas que se describen no son sólo circulares, también elípticas.
• Secundario (L): como las órbitas pueden ser variadas, provoca la existencia de diversos estados energéticos muy cercanos relacionados con la excentricidad de la órbita. (0 a n-1).
• Magnético: determina el desdoblamiento observado por Zeeman, que suponía diferentes E para los subniveles según la orientación de las órbitas en un campo magnético. (-l…0…l)
• De espín: está relacionado con el momento de giro del electrón sobre sí mismo, que justifica la existencia de estos dos niveles en los que los valores son: 1/2 o -1/2.

Hipótesis de Broglie:

Dualidad onda-partícula de la materia: la luz es un fenómeno ondulatorio que explica el comportamiento de esta en situaciones como la reflexión, refracción y difracción. Además de la luz, partículas como protones y electrones también tienen esta naturaleza, que se debe en parte a su pequeño valor de la masa.

Principio de exclusión de Pauli:

No pueden existir dos electrones en el mismo orbital con los cuatro números cuánticos iguales entre sí. En cada orbital sólo caben dos electrones con espines opuestos.

Llenado por orden creciente de energía:

La energía de los orbitales viene determinada por la suma de los números cuánticos (n+l). Cuando esta suma tenga igual valor se llenará antes el orbital de menor valor de n, puesto que este número tiene mayor peso en la energía.

Regla de la máxima multiplicidad de Hund:

Cuando los electrones tienen el mismo valor de l pero distinto para ml se sitúan de manera que el desapareamiento sea máximo, colocándose los electrones con los mismos valores de ms primero (espines paralelos). Nos informa del número de electrones por orbital.

Defectos tabla Mendeleiev:

• No se supo encajar al H puesto que las propiedades de este no coincidían con las del resto de elementos del grupo.
• Había parejas de elementos que debían situarse en orden inverso de sus masas atómicas si se quería mantener las propiedades dentro del grupo.
• No se predijo la posición para lantánidos y actínidos.
• No existía una separación clara entre metales y no metales.

Metales Alcalinos:

Grupo IA (ns1)

Metales alcalino-térreos:

Grupo IIA (ns2)

Térreos:

Grupo IIIA (ns2 p1)

Carbonoideos:

Grupo IVA (ns2 p2)

Nitrogenoideos:

Grupo VA (ns2 p3)

Anfígenos:

Grupo VIA (ns2 p4)

Halógenos:

Grupo VIIA (ns2 p5)

Gases nobles:

Grupo VIIIA (ns2 p6)