Evolución de los Modelos Atómicos y el Descubrimiento del Electrón

El descubrimiento del electrón y modelos atómicos históricos marcó un punto de inflexión en nuestra comprensión de la estructura de la materia. El modelo de Dalton $1808$ estableció las bases al proponer que la materia está constituida por partículas indivisibles llamadas átomos. Según esta teoría, los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades, y se combinan en proporciones definidas para formar compuestos.

Thomson $1898$ revolucionó este concepto al descubrir el electrón, proponiendo un modelo donde el átomo era una esfera de carga positiva con electrones incrustados, similar a un "pudín de pasas". Este modelo explicaba la neutralidad eléctrica del átomo pero no su estructura interna.

El experimento de la lámina de oro de Rutherford $1911$ transformó radicalmente nuestra visión del átomo. Al bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa, observó que la mayoría atravesaban la lámina, mientras algunas se desviaban o rebotaban. Esto llevó a la conclusión de que el átomo está mayormente vacío, con un núcleo denso y positivo.

Definición: El modelo atómico de Rutherford estableció que el átomo está compuesto por un núcleo central donde se concentra la masa y la carga positiva, rodeado por electrones en la corteza.

Análisis de las Limitaciones del Modelo de Rutherford

Las limitaciones del modelo atómico de Rutherford fueron significativas y llevaron a nuevos desarrollos en la teoría atómica. La primera limitación fue la acumulación de cargas positivas en el núcleo, que generaba una fuerte repulsión electrostática que debería haber desestabilizado el átomo.

La segunda limitación se relacionaba con el movimiento de los electrones. Según la física clásica, los electrones en movimiento circular deberían perder energía continuamente y colapsar hacia el núcleo, algo que no ocurría en la realidad. Esta contradicción requería una nueva explicación.

Chadwick resolvió parcialmente estas limitaciones en 1932 con el descubrimiento del neutrón, una partícula sin carga eléctrica pero con masa similar al protón. Esto explicó la diferencia entre el número atómico y la masa atómica de los elementos.

Destacado: El número másico $A$ es la suma de protones y neutrones, mientras que el número atómico $Z$ representa solo el número de protones.

Radiación Electromagnética y Estructura Atómica

La comprensión de la radiación electromagnética fue fundamental para el desarrollo de modelos atómicos más precisos. Los isótopos, átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones, explican por qué las masas atómicas no son números enteros.

La radiación electromagnética se caracteriza por su longitud de onda $distancia entre dos puntos que vibran igual$ y su frecuencia $número de oscilaciones por unidad de tiempo$. En el movimiento ondulatorio, no hay traslación de partículas, sino propagación de energía.

Ejemplo: La luz visible es una forma de radiación electromagnética donde diferentes longitudes de onda corresponden a diferentes colores.

Teoría Cuántica y Espectros Atómicos

La hipótesis de Planck y espectros atómicos revolucionó la física al proponer que la energía se absorbe o emite en paquetes discretos llamados cuantos. Esta teoría explica por qué los espectros atómicos son discontinuos, mostrando líneas específicas en lugar de un espectro continuo.

Bohr incorporó estas ideas en su modelo atómico, proponiendo que los electrones giran en órbitas específicas $estados estacionarios$ sin emitir energía. Los electrones solo pueden saltar entre estos niveles absorbiendo o emitiendo energía en cantidades discretas.

Los números cuánticos describen completamente el estado de un electrón en el átomo: el número cuántico principal $n$ determina el nivel de energía, mientras que el número cuántico secundario $l$ define el subnivel energético.

Vocabulario: Los subniveles energéticos se denominan s, p, d, f, correspondiendo a diferentes valores del número cuántico secundario $l = 0, 1, 2, 3$.

Configuración Electrónica y Números Cuánticos

Los números cuánticos son fundamentales para entender la estructura atómica y la distribución de electrones. Cada electrón en un átomo se caracteriza por cuatro números cuánticos específicos que determinan su ubicación y comportamiento.

El número cuántico principal $n$ indica el nivel de energía principal y puede tomar valores enteros positivos $1, 2, 3...$. El número cuántico secundario $l$ determina la forma del orbital y va desde 0 hasta n-1. El número cuántico magnético $ml$ describe la orientación espacial del orbital y toma valores desde -l hasta +l. Finalmente, el número cuántico de espín $ms$ indica el giro del electrón y solo puede ser +1/2 o -1/2.

Definición: Los números cuánticos son valores que describen el estado energético de un electrón en un átomo, determinando su ubicación y características específicas.

Para construir configuraciones electrónicas correctas, debemos seguir tres principios fundamentales: el Principio de Mínima Energía $los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía$, el Principio de Máxima Multiplicidad de Hund $los electrones en orbitales de igual energía se distribuyen con espines paralelos$, y el Principio de Exclusión de Pauli $dos electrones en un mismo orbital deben tener espines opuestos$.

Estados de Configuración Electrónica

Las configuraciones electrónicas pueden presentarse en diferentes estados, cada uno con características específicas que determinan la distribución de los electrones en los orbitales atómicos.

El estado fundamental representa la configuración más estable del átomo, siguiendo el diagrama de Moeller y el principio de mínima energía. Por ejemplo, para el fósforo $P$, la configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ representa su estado fundamental.

Ejemplo: Un estado excitado ocurre cuando un electrón salta a un orbital de mayor energía. Por ejemplo, el fósforo puede tener la configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 3p³ 3d¹.

Las configuraciones imposibles son aquellas que violan las reglas básicas de la mecánica cuántica, como exceder el número máximo de electrones permitidos en un orbital o colocar electrones en orbitales que no existen $como el orbital 2d$.

Sistema Periódico y Ubicación de Elementos

La posición de un elemento en la tabla periódica está directamente relacionada con su configuración electrónica. El período corresponde al nivel de energía más alto ocupado, mientras que el grupo depende del tipo y número de electrones en los orbitales más externos.

Los elementos se clasifican en diferentes bloques según el orbital que están llenando: bloque s $grupos 1 y 2$, bloque p $grupos 13-18$, bloque d $grupos 3-12, metales de transición$, y bloque f $lantánidos y actínidos$.

Destacado: La configuración electrónica determina las propiedades químicas y la posición de un elemento en la tabla periódica, estableciendo patrones de comportamiento predecibles.

Propiedades Periódicas

Las propiedades periódicas son características que varían de manera sistemática a través de la tabla periódica, siguiendo patrones específicos tanto en grupos como en períodos.

El radio atómico aumenta al descender en un grupo debido al incremento en el número de niveles de energía, pero disminuye al avanzar en un período por el aumento de la carga nuclear efectiva. La energía de ionización, que es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro, aumenta hacia la derecha en un período y hacia arriba en un grupo.

Vocabulario: La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace químico. Esta propiedad aumenta hacia la derecha en la tabla periódica y hacia arriba en los grupos.

Configuración Electrónica y Propiedades Periódicas

La configuración electrónica de los elementos determina sus propiedades químicas y su ubicación en la tabla periódica. Los elementos se organizan en grupos y períodos según la distribución de sus electrones en los diferentes niveles y subniveles de energía.

Los elementos del grupo 17 $halógenos$ presentan configuraciones como 1s² 2s² 2p⁵ o 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Estos elementos no metálicos se caracterizan por su alta electronegatividad y su tendencia a ganar electrones para alcanzar la configuración de gas noble.

Los gases nobles $grupo 18$ poseen configuraciones electrónicas completas como 1s² 2s² 2p⁶, lo que les confiere una extraordinaria estabilidad química. Por su parte, los metales alcalinos $grupo 1$ tienen un único electrón en su último nivel de energía, lo que explica su alta reactividad y tendencia a formar cationes.

Definición: La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo.

Tendencias Periódicas y Estructura Atómica

La posición de un elemento en la tabla periódica está determinada por su número atómico y su configuración electrónica. El período se identifica por el nivel energético más alto ocupado, mientras que el grupo depende del tipo y número de electrones de valencia.

Los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas similares debido a que tienen la misma cantidad de electrones en su capa de valencia. Por ejemplo, todos los halógenos necesitan ganar un electrón para alcanzar la configuración de gas noble, lo que explica su comportamiento químico similar.

La electronegatividad sigue patrones predecibles en la tabla periódica. Los átomos más pequeños tienen mayor electronegatividad debido a la mayor atracción nuclear efectiva sobre los electrones externos. Por ello, el flúor es el elemento más electronegativo, mientras que los metales alcalinos presentan los valores más bajos.

Destacado: Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares porque comparten el mismo número de electrones de valencia, aunque en diferentes niveles energéticos.