Modelo Mecánico Ondulatorio de una Teoría y Notación Atómica

Orbitales atómicos

En 1913, el físico danés Niels Bohr propuso lo que se conoce como el modelo atómico de Bohr. En el modelo de Bohr, los electrones existen en un radio fijo desde un núcleo en una órbita circular bien definida. Esta fue una teoría aceptada hasta el nacimiento de la mecánica cuántica a mediados del siglo XX.

Cuando los físicos comenzaron a aceptar una visión cuántica del mundo, surgió un nuevo modelo del átomo basado en el hecho de que las matemáticas predijeron que la energía está cuantificada dentro de un átomo.

¿Qué significa que la energía atómica esté cuantizada? La cuantización es el proceso de tomar datos continuos y dividirlos en intervalos discretos, y la cuantización de la energía atómica significaba que los átomos sólo podían tener niveles de energía específicos y discretos para que sus electrones vivieran. Es más, el modelo cuántico de un átomo predijo que los electrones no estaban confinados a órbitas distintas sino que podían existir en cualquier lugar dentro de uno de estos niveles de energía bien definidos, y los grupos de electrones se comportaban como una única onda cohesiva en lugar de como electrones individuales. Este modelo de onda orbital del electrón condujo al concepto de orbitales atómicos, que es un término conciso para describir todos los posibles niveles de energía que pueden existir en un átomo determinado.

Modelo ondulatorio-mecánico de un átomo

A principios del siglo XIX, un físico llamado Thomas Young ideó un experimento, ahora llamado experimento de la doble rendija, para probar la naturaleza de la luz. En su experimento, Young apuntó con una luz a una pantalla con dos rendijas rectangulares. Después de que la luz pasó a través de las rendijas, llegó a una pantalla de visualización. Para sorpresa de Young, la luz en la pantalla de visualización no tenía un patrón rectangular que coincidiera con las rendijas. En cambio, Young vio un patrón de interferencia, alternando manchas oscuras y claras, que podría explicarse si la luz actuara no como una partícula sino como una onda. Si la luz actuara como una onda y las ondas de luz que salieran de las rendijas estuvieran desfasadas entre sí, se crearía un patrón de interferencia. La Figura 2 es un ejemplo de un patrón de interferencia.

El descubrimiento de Young fue el comienzo de la teoría cuántica. A mediados de la década de 1990, Louis de Broglie teorizó que toda la materia exhibía dualidad partícula-onda. Su teoría fue probada poco después de su nacimiento por los físicos Clinton Davisson y Lester Germer, quienes descubrieron accidentalmente que un rayo de electrones crea un patrón de interferencia en el níquel. Al mismo tiempo que Davisson, Germer y de Broglie, Erwin Schrodinger estaba descubriendo matemáticamente cómo describir el comportamiento cuántico de las ondas, y el resultado es la ecuación de Schrodinger, que es una ecuación diferencial parcial que permite encontrar la función de onda. de una partícula.

El descubrimiento de que los electrones exhibían dualidad partícula-onda condujo a una nueva teoría del átomo llamada modelo ondulatorio del átomo. La teoría cuántica dice que, hasta que se miden, las partículas no tienen una posición definida, y la teoría cuántica se ocupa de probabilidades, no de absolutos. Para un átomo, esto significa que los electrones no orbitan alrededor del núcleo en trayectorias circulares distintas como sugería el modelo de Bohr. Más bien, pueden existir en cualquier lugar dentro de una ubicación específica que rodee al átomo.

A partir del modelo ondulatorio de la teoría atómica surgió la idea de una nube de electrones, y la teoría cuántica predice que las nubes de electrones no son continuas. En cambio, las nubes de electrones son niveles de energía discretos que puede tener un átomo y, según el principio de exclusión de Pauli, electrones idénticos no pueden habitar el mismo espacio dentro de estas nubes. Estos atributos del modelo ondulatorio de un átomo dictan cómo los electrones pueden llenar las nubes de electrones. La siguiente sección explora cómo llenar las nubes de electrones, llamadas orbitales de electrones.

Notación electrónica

Los electrones son partículas elementales y la única forma de diferenciar entre dos electrones es por su espín, que puede ser hacia arriba o hacia abajo. Dado que el principio de exclusión de Pauli establece que partículas idénticas no pueden habitar el mismo espacio, la única forma de que dos electrones estén cerca uno del otro en un orbital atómico es que un electrón gire hacia arriba y el otro hacia abajo.

Al escribir diagramas de electrones, el primer paso es poblar un orbital determinado con todos los electrones de espín; luego puebla el mismo orbital con electrones de espín descendente. Una vez que un orbital completo haya sido poblado por electrones, pase al siguiente orbital y continúe como antes hasta que no queden electrones.

Es importante recordar que los orbitales de los electrones representan los niveles de energía permitidos dentro de un átomo y, dentro de cada orbital atómico, los electrones habitan en subcapas. La primera subcapa electrónica que se puede poblar es 1s. Se pueblan subcapas sucesivas para minimizar la energía del átomo. En orden, las subcapas de electrones se llenan con 1s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. Cada subcapa puede contener una cantidad diferente de electrones, y cada subcapa y la cantidad de electrones que puede contener se enumeran en la siguiente tabla:

Usando la tabla y el orden en que se llenan las subcapas de electrones, es posible escribir diagramas de electrones para cualquier átomo en la tabla periódica. Por ejemplo, el magnesio es el duodécimo elemento de la tabla periódica, por lo que tiene 12 electrones. Comenzando con el subnivel 1s, la Figura 3 ilustra el diagrama electrónico del magnesio.

El bromo es el trigésimo quinto elemento de la tabla periódica, y el diagrama electrónico de este elemento es un excelente ejemplo para ilustrar que las subcapas electrónicas no siempre se llenan con s, luego p, luego d, y así sucesivamente. La Figura 4 muestra el diagrama electrónico del bromo.

Resumen de la lección

Antes de la teoría cuántica, un físico llamado Niels Bohr teorizó que los electrones orbitan alrededor de un núcleo atómico en una trayectoria circular fija, pero su modelo no podía predecir correctamente las ubicaciones de los electrones. A medida que avanzaba el siglo XX, físicos como Clinton Davisson, Lester Germer, Louis de Broglie y Erwin Schrodinger se basaron en el experimento centenario de la doble rendija de Thomas Young y ampliaron la teoría de Young de que la luz podía actuar como una partícula o una onda en una teoría cuántica unificada. Dicho esto, toda la materia podría explicarse mediante un modelo mecánico ondulatorio. Esta teoría en expansión de la materia cambió el modelo atómico de Bohr a uno que permitía electrones flotantes alojados dentro de orbitales específicos, y un átomo pasó de ser un objeto rígido a un objeto similar a una nube.

El modelo ondulatorio-mecánico del átomo cambió por completo la noción previamente aceptada de una rotación fija de los electrones, y nació el modelo ondulatorio orbital del átomo. En este modelo cuántico de un átomo, electrones idénticos no pueden ocupar el mismo espacio y existen niveles de energía discretos que los electrones pueden ocupar. Estos niveles de energía discretos se denominan orbitales atómicos y existen 7 niveles de energía primaria. Los electrones llenan subcapas dentro de los orbitales para minimizar la energía del átomo. Hay cuatro subcapas atómicas: s, p, d y f. Cada subcapa contiene un número diferente de electrones; la subcapa s puede contener 2 electrones, la subcapa p puede contener 6 electrones, la subcapa d puede contener 10 electrones y la subcapa f puede contener 14 electrones. Para crear un diagrama de electrones para visualizar un átomo, llene la primera subcapa con electrones de giro; luego llénelo con electrones de espín descendente. Muévase a la subcapa con la siguiente energía más alta y llénela primero con electrones de giro ascendente y luego con electrones de giro descendente. Repita esto hasta que no queden más electrones.

Rodrigo Ricardo Editor y fundador