Mi primer materia

1. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE
LOS ÁTOMOS
Química - CBC
2014
María Alejandra Dal Fávero

2. María Alejandra Dal Fávero
ÍNDICE Pág.
1. Introducción 1
2. El Modelo de Bohr 1
3. El Principio de Incertidumbre 3
4. Orbitales atómicos 3
5. Configuración electrónica 4
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1. Introducción
Como no hay evidencia directa de la estructura atómica, los científicos utilizan "modelos" para
representarlos. Estos modelos se evalúan en términos de "utilidad", ya que permiten explicar
fenómenos difíciles de interpretar. La idea del átomo a principios del siglo XX estaba
fundamentada en estos experimentos:
Thomson interpreta que la descarga eléctrica en tubos de rayos
catódicos es producida por partículas negativas contenidas en el
átomo. A partir de calcular la relación carga/masa propone que
esas partículas (los electrones) son muy livianas o con una gran
energía.
A partir del bombardeo de partículas alfa (producidas por una sustancia
radiactiva) a una lámina de oro muy delgada, Rutherford propone que la
mayoría del átomo está vacío y que tiene una zona fuertemente positiva
donde se concentra su masa (el núcleo).
La fortaleza del modelo de Rutherford es pensar en un núcleo con cargas positivas (protones)
que concentra la mayor parte de la masa del átomo, pero su debilidad fue no poder explicar
satisfactoriamente el movimiento de los electrones. Si se trata de explicar ese movimiento a
partir de la mecánica clásica, los electrones, por estar en movimiento, deberían ir perdiendo
energía y caer sobre el núcleo, pero esto no ocurre.
2. El modelo de Bohr
Niels Bohr, en el año 1913 propone un nuevo modelo atómico, tratando de explicar el
comportamiento de los electrones. Utiliza para describir su modelo las ideas de Max Planck,
acerca de que la energía en los átomos y moléculas está cuantizada, es decir, varía en
cantidades discretas, que llamó "paquetes" o cuantos, a diferencia de la energía liberada por
los cuerpos sólidos calentados por radiación, que varía gradualmente. La idea de que la
energía debía estar cuantizada o “empaquetada” tal vez parezca extraña, pero el concepto
cuántico tiene muchas analogías: por ejemplo, una carga eléctrica también está cuantizada;
sólo puede haber múltiplos enteros de la carga del electrón. La materia misma está cuantizada,
por el número de electrones, protones y neutrones, y el número de átomos que hay en una
muestra de materia también debe ser un entero.

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A partir de la idea de la cuantización de la energía, Bohr explica
por qué aparecen líneas en el espectro de emisión del átomo de
hidrógeno. Cuando se descompone la luz blanca, se produce un
espectro que muestra una distribución continua de longitudes de
onda del rojo al violeta (es el fenómeno que explica la aparición de
los arco iris después de la lluvia).
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Cuando se hace pasar
energía a través de un tubo
que contiene un gas a baja
presión, los átomos emiten
una luz, cuya descomposición,
a diferencia de lo que sucede
con la luz blanca, producen
líneas brillantes en distintas
partes del espectro visible.
Estos espectros de líneas
corresponden a la emisión de
la luz solo a ciertas longitudes
de onda. La figura muestra un
esquema de un tubo de
descarga que se emplea para
estudiar los espectros de
emisión.
Cada elemento tiene un espectro de emisión único, las líneas características de un espectro
atómico se emplean en el análisis químico para identificar átomos desconocidos, de la misma
forma en que las huellas digitales sirven para identificar a una persona. Cuando se calienta una
sustancia, ésta produce un color característico, que es el fundamento de los distintos colores
que aparecen en los fuegos artificiales.
Bohr postuló que el electrón sólo puede ocupar ciertas órbitas de energías específicas, es decir
que, las energías del electrón están cuantizadas. Un electrón en cualquiera de las órbitas
permitidas no se moverá en espiral hacia el núcleo y, por tanto, no radiará energía. Bohr
atribuyó la emisión de radiación de un átomo de hidrógeno energizado, a la caída del electrón
de una órbita de energía superior a una inferior y a la emisión de un cuanto de energía (fotón)
en forma de luz.
El nivel de energía más estable para el único electrón del átomo de hidrógeno es cuando n=1, y
se lo conoce como estado fundamental. Cuando ese electrón tiene valores mayores que 1
(n=2, n=3, etc.) se dice que son estados excitados, con mayor energía que el estado
fundamental, y el electrón está en una órbita más alejada del núcleo
La teoría de Bohr ayuda a explicar el espectro de línea del átomo de hidrógeno. La energía
radiante que absorbe el átomo hace que su electrón pase de un estado de energía más bajo
(un valor menor que n) a otro estado de mayor energía (caracterizado por un valor mayor que
n). Por el contrario, cuando el electrón se mueve desde un estado de mayor energía a otro de
menor energía, se emite energía radiante en forma de un fotón.
La figura de la derecha representa las distintas órbitas
donde puede girar un electrón, asociadas a niveles
energéticos (n=1, ,n=2, n=3) y la emisión de energía que se
produce cuando el electrón del átomo de hidrógeno produce
cuando regresa desde un estado de mayor energía al
estado fundamental del átomo.

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3. El Principio de Incertidumbre
La contribución de Bohr fue importante para la comprensión de los átomos, y su sugerencia de
que la energía de un electrón en un átomo está cuantizada, permanece inalterada. Sin
embargo, esta teoría no describe por completo el comportamiento electrónico en los átomos.
Su propuesta no podía explicar los espectros de emisión de los átomos que tenían más de un
electrón, como los del helio y el litio. Tampoco explicaba por qué aparecían más líneas en el
espectro de emisión del átomo de hidrógeno cuando se aplicaba un campo magnético.
Además, en esa época apareció la idea que tanto la materia como la energía tenían un
comportamiento dual: se pueden comportar como partículas y como ondas. Con el
descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones surgió otro problema: ¿cómo
se podía precisar la “posición” de una onda? Es imposible saber su posición exacta debido a
que se extiende en el espacio.
Para describir el problema que significa localizar una partícula subatómica que se comporta
como onda, Werner Heisenberg formuló una teoría que ahora se conoce como principio de
incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento p (definido como
la masa por la rapidez) y la posición de una partícula simultáneamente.
Principio de Incertidumbre
Haz click en el hipervínculo para ver una escena de la
película Copenhague. Esta película relata un encuentro
producido en esa ciudad entre N. Bohr y W. Heisenberg
producido durante la segunda guerra mundial.
Al aplicar el principio de incertidumbre de Heisenberg al átomo de hidrógeno, se puede ver que
en realidad el electrón no viaja en la órbita alrededor del núcleo con una trayectoria bien
definida, como suponía Bohr. Si así fuera, podría ser factible determinar simultáneamente, y
con exactitud, la posición del electrón (a partir del radio de la órbita) y su momento (mediante
su energía cinética), con lo cual se violaría el principio de incertidumbre.
4. Orbitales atómicos
En 1926, mediante un desarrollo matemático complejo, el físico
austriaco Erwin Schrödinger formuló una ecuación que describe el
comportamiento y la energía de las partículas subatómicas. De la
resolución matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo
de hidrógeno se derivan los números cuánticos que describen la
distribución de los electrones, tanto para el átomo de hidrógeno
como para átomos polielectrónicos. Con la ecuación de Schrödinger
comenzó una nueva era en la física y la química, ya que dio inicio un
nuevo campo: la mecánica quántica (también conocida como
mecánica ondulatoria). Funciones de onda del
electrón
Para distinguir entre la descripción de un átomo con la mecánica cuántica y el modelo de Bohr,
el concepto de órbita se sustituye con el de orbital atómico, ya que, en correspondencia con el
Principio de Incertidumbre, se reemplaza la idea de posiciones definidas (en las órbitas) por
estados de energía definidos (de los orbitales).

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El orbital atómico es la zona alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar al
electrón es máxima. Existen distintas formas de los orbitales que se simbolizan con letras s p d
f y además estas formas pueden tener distintas orientaciones. Excepto el orbital s que es
esférico, el orbital p tiene tres orientaciones, el d tiene cinco orientaciones y el f tiene siete
orientaciones:
Ejemplos de orbitales:
orbitales s: hay uno solo por nivel, a partir del nivel 1
orbitales p: hay uno tres por nivel, a partir del nivel 2
orbitales d: hay cinco por nivel, a partir del nivel 3
orbitales f: hay siete nivel, a partir del nivel 4
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5. Configuración electrónica
Para entender el comportamiento electrónico de los átomos,
necesitamos conocer la configuración electrónica del átomo, es
decir, la manera en que están distribuidos los electrones entre los
distintos orbitales atómicos, teniendo en cuenta los orbitales
permitidos por nivel de energía y que a cada orbital se pueden
asignar como máximo dos electrones.
Para explicar la estructura, propiedades y unión de los elementos
es necesario describir los orbitales ocupados por los electrones,
para que la energía del átomo sea mínima, en su estado
fundamental.
Hay una regla nemotécnica sencilla llamada "regla de las
diagonales" para construir la configuración electrónica de un
átomo (o de un ion), basada en el principio de Aufbau que
establece que cuando los protones se incorporan al núcleo de uno
en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la
misma forma a los orbitales atómicos. Este procedimiento da un
conocimiento preciso de las configuraciones electrónicas de los
elementos en el estado fundamental.
La configuración electrónica (C.E.) de un átomo se escribe distribuyendo sus electrones en los
distintos niveles y subniveles de energía, siempre a partir del subnivel 1s, teniendo en cuenta el
número máximo de electrones posibles por subnivel, de acuerdo a los orbitales de cada uno de
ellos:
C.E. (Ca): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
C.E. (Br): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

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BIBLIOGRAFÍA
 QUÍMICA. Chang, R. 10° Edición. Editorial Mc Graw Hill. México, 2010
 QUÍMICA BÁSICA. C. Di Risio, M. Roverano e I. Vázquez, 5ª ed., Ed. CCC Educando,
Buenos Aires, 2013
 Imágenes de WIKIMEDIA COMMONS y de QUÍMICA (Chang, R.)