Conceptos Clave de Estructura Atómica y Teoría Cuántica

Isótopo: Átomos de un mismo elemento químico con igual número atómico (mismo número de electrones y protones) pero distinto número másico (distinto número de neutrones).

Fórmula empírica: Indica la proporción en la que se combinan los átomos de los elementos químicos para formar un compuesto.

Fórmula molecular: Indica cuántos átomos de cada elemento se combinan para formar un compuesto.

Teoría Cinética de los Gases

• Los gases están formados por partículas de tamaño despreciable en comparación al volumen que ocupa el gas.
• Las partículas del gas se mueven al azar y de forma continua, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que lo contiene.
• Los choques son elásticos, no se pierde energía cinética.
• La energía cinética de las partículas de un gas es proporcional a la temperatura absoluta.

Modelo Atómico de Bohr

• El átomo tiene un núcleo en el que se encuentran protones y neutrones, y los electrones están girando alrededor del núcleo en órbitas circulares. Los electrones no emiten energía.
• No todas las órbitas están permitidas, solo aquellas en las que se cumple (m v r = n h/2π).
• Los electrones pasan de unas órbitas a otras absorbiendo o emitiendo energía (ΔE = h f).

Espectros Atómicos

Un espectro es la separación de una radiación compleja en otras más sencillas. Se producen cuando una radiación electromagnética pasa a través de la muestra de un gas o cuando dicha muestra emite radiación. Si es radiación absorbida, se obtienen los espectros de absorción, y si es emitida, los espectros de emisión.

Limitaciones del Modelo de Bohr

• Este modelo explicaba el comportamiento de átomos sencillos con un solo electrón, pero no cuando los átomos son multielectrónicos.
• Con la mejora de los métodos espectroscópicos, aparecen nuevas rayas en los espectros que Bohr no puede explicar.
• Aunque Bohr establece que las órbitas de su modelo son estables y que los electrones en ellas no emiten energía, esto no se puede explicar por el electromagnetismo clásico.
• Aparecen nuevos principios de la mecánica cuántica que acaban con la idea de órbita, como un lugar fijo donde giran los electrones: dualidad onda-corpúsculo y principio de incertidumbre.

Principios de la Mecánica Cuántica

1. En los átomos y las moléculas solamente pueden existir determinados estados energéticos.
2. El cambio de energía, ΔE, se lleva a cabo por la absorción o emisión de un fotón. ΔE = h f.
3. Los estados energéticos permitidos se diferencian entre sí por los 4 números cuánticos.

Orbital: Zona en torno al núcleo donde la probabilidad de encontrar al electrón es muy grande.

Números cuánticos:

• n: número cuántico principal (1, 2, 3...) tamaño y energía del orbital.
• l: número cuántico secundario o azimutal, subnivel (0 → n-1) forma del orbital.
• m: número cuántico magnético, orbital (+l...0...-l) la orientación del orbital en el espacio.
• s: número cuántico de espín (+1/2, -1/2) sentido de giro del electrón.

Modelos Atómicos Anteriores

Modelo Atómico de Thompson

Propuso que el átomo estaba formado por un conjunto de electrones incrustados en una masa esférica de densidad uniforme y carga positiva, de manera que el conjunto es neutro y estable.

• Los rayos catódicos están constituidos por los electrones, que forman parte de los átomos de cualquier elemento.
• Los rayos canales están constituidos por el resto positivo que queda al desprenderse un electrón del átomo.

Modelo Atómico de Rutherford

• La mayor parte de la masa y toda la carga positiva del átomo se encuentra concentrada en el núcleo.
• El átomo incluye la corteza electrónica, que es la región donde los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.
• El átomo es neutro porque el número de protones es igual al número de electrones.

Reglas de Configuración Electrónica

Regla de construcción o principio de mínima energía: La configuración electrónica fundamental se obtiene colocando los electrones uno a uno en los orbitales disponibles del átomo en orden creciente de energía.

Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los 4 números cuánticos iguales.

Regla de la máxima multiplicidad de Hund: Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, de mínima energía, lo harán en orbitales diferentes y con espines paralelos, mientras sea posible.