IDEAS PRIMITIVAS En la filosofía griega existían dos teorías sobre la estructura de la materia que han estado vigentes durante varios siglos. * Teoría continua de Xenofanes (siglo VI a. J.C.): la materia forma un todo continuo. * Teoría discontinua de Demócrito (siglo V a. J.C.): la materia está formada por porciones discretas e indivisibles denominadas átomos. Paralelamente existieron diversas teorías sobre los constituyentes elementales de la materia. La que mayor vigencia tuvo fue la de Aristóteles, según la cual, todas las sustancias estaban formadas por la composición de cuatro elementos -aire, agua, tierra y fuego- o sus cualidades. MODELOS ATÓMICOS * Modelo atómico de Thomsom (1898). Consideraba el átomo como una región llena con carga positiva y los electrones se encontraban embebidos en dicha zona positiva (de forma similar a como se encuentran las pepitas en una sandía). * Modelo de Rutherford. El descubrimiento del núcleo, por parte de Rutherford, indicaba que una gran parte del átomo era espacio vacío. De esta forma se postuló el modelo nuclear del átomo, según el cual: - El átomo está formado por una zona central (núcleo), muy densa, donde se encuentra la carga positiva del mismo. - Los electrones se colocan girando en órbitas alrededor del núcleo. * Modelo de Bohr. En 1913 Bohr postuló un nuevo modelo de átomo, en el que incorporaba los recientes descubrimientos llevados a cabo y que son los siguientes: - Hipótesis de Planck: la emisión y absorción de energía por los átomos no se realiza de forma continua, sino en forma de cuantos o cantidades discretas de energía y valor h
- Espectros atómicos: pueden ser de emisión o de absorción.
* Emisión: son el conjunto de radiaciones electromagnéticas emitidas por un elemento químico, que previamente ha sido excitado, bien con calor o bien con corriente eléctrica. Este es característico de cada elemento. Los elementos gaseosos o en estado vapor dan lugar a espectros discontinuos o de rayas.
* Absorción: son el conjunto de radiaciones electromagnéticas que absorbe un elemento químico. Los espectros de absorción de los elementos gaseosos o en estado vapor, dan lugar a un conjunto de rayas negras sobre el fondo continuo de las radiaciones iniciales.
- Espectro del átomo de Hidrógeno: El espectro atómico de emisión del hidrógeno, átomo más sencillo, se caracteriza por una serie de radiaciones electromagnéticas de frecuencia variable y está formado por las siguientes series:
* Serie de Lymann: conjunto de radiaciones electromagnéticas, emitidas por el átomo de hidrógeno en la región de las radiaciones ultravioleta.
* Serie de Balmer: conjunto de radiaciones electromagnéticas, emitidas por el átomo de hidrógeno en la región de las radiaciones visibles.
* Serie de Paschen: conjunto de las radiaciones electromagnéticas emitidas por el átomo de hidrógeno en la región de las radiaciones infrarrojas.
* Serie de Brackett: conjunto de radiaciones electromagnéticas emitidas por el átomo de hidrógeno en la región de las radiaciones infrarrojas lejana.
CONSTANTE DE RYDBERG
R = 3,29 x 1015 Hz.
De acuerdo con los hechos experimentales mencionados Borh postuló:
- Los electrones de un átomo giran en orbitas estables circulares.
- Las órbitas estables de giro de un electrón son aquellas en las que el momento angular del electrón es multiplo del factor h/2 P(h: constante de Plank)
m v R = n · h / 2 P
- Un electrón en una órbita estable no emite energía. Los electrones sólo pueden ganar (absorber) o perder (emitir energía), cuando saltan de una órbita estable a otra órbita estable. El valor de esta energía es DE = h· J de acuerdo con la hipotesis de Planck.
* Modelo de Bohr-Sommerfeld. Sommerfeld amplió las órbitas estables del átomo a órbitas elípticas con diferentes excentricidades. De igual forma introdujo que el número de órbitas de cada nivel energético es igual al número del nivel energético. Así, el primer nivel energético está formado por una órbita, el segundo nivel energético por dos órbitas (una circular y otra elíptica) y así sucesivamente.
* Modelo ondulatorio del átomo. Al igual que la luz tiene un comportamiento dual de onda y de corpúsculo de acuerdo con la experiencia a la que sea sometida, en 1924 Luis de Broglie apuntó la hipótesis de un comportamiento similar para las partículas materiales. Según esta hipótesis, toda partícula lleva asociada una onda, de forma que la longitud de esta onda está relacionada con la velocidad de la partícula por:
l = h / m V
En 1927 se obtuvieron por vez primera figuras de difracción de electrones, siendo la primera prueba que confirmaba la hipótesis de Broglie.
La mecánica ondulatoria es la parte de la Física que estudia las leyes del movimiento de las partículas muy pequeñas (electrones, átomos, moléculas). Cuando la velocidad de estas partículas es próxima a la velocidad de la luz se utiliza la mecánica ondulatoria relativista.
La ecuación de Schrodinger es la ecuación fundamental de la mecánica ondulatoria. La solución de la ecuación de Schroedinger para el átomo de hidrógeno o átomos hidrogenoides (con un solo electrón), tales como He+, Li2+, Be3+, queda determinada por el valor de cuatro parámetros denominados
números cuánticos.
NÚMEROS CUÁNTICOS
El número cuántico principal n, determina el valor de los distintos niveles energéticos del electrón en el átomo; n, toma los valores de los números enteros sucesivos:
n = 1, primer nivel energético o nivel K
n = 2, segundo nivel energético o nivel L
n = 3, tercer nivel energético o nivel M, ..., etc.
El número cuántico orbital, l, determina el valor de la energía y geometría de los subniveles energéticos que existen dentro de un determinado nivel.
Los valores del número cuántico, l, son para cada valor de n, l = O, 1...(n - 1).
Así para n = 1, l = 0; para n = 2, l = 0 y l = 1, y así sucesivamente.
Los distintos subniveles energéticos se representan con las siguientes letras:
Subnivel s para l = 0
Subnivel p para l = 1
Subnivel d para l = 2
Subnivel f para l = 3
El número cuántico magnético, m, determina la orientación espacial de los subniveles energéticos.
Para cada valor de l, el valor de m varía de m - m... 0... + m. Así, para
l = 0 m = 0 una orientación
l = 1 m = 0
m = +1
m = - 1 tres orientaciones y así sucesivamente.
El número cuántico de
espin, s, determina el valor del momento angular propio del electrón. Toma dos valores s.=.+.1/2 ó s.=.-.1/2.
CONCEPTO DE ORBITAL
Es el estado físico de un electrón en el átomo, determinado por el valor de los números cuánticos n, l y m.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Determina que en un estado dado de un átomo sólo existe un electrón, o lo que es lo mismo, en un átomo no puede haber más de un electrón con un valor determinado para los cuatro números cuánticos.
Por ello, en cada orbital el número máximo de electrones es de dos. Uno con "spin" = + l/2 y otro con "spin" = - l/2.
Por ello, el número de electrones en los orbitales s es de dos; el conjunto de los tres orbitales p puede contener hasta seis electrones cinco orbitales d hasta 10 electrones, y el conjunto de los siete orbitales f hasta 14 electrones.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se define como la distribución de los electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales, cuando el átomo se encuentra en su estado fundamental o estado de mínima energía.
Así, la configuración electrónica del hidrógeno es 1s1 que significa que posee un electrón en su orbital 1s. La configuración electrónica del litio es 1s22s1 y así sucesivamente.
En la tabla periódica del apartado siguiente se han expresado las configuraciones electrónicas de los elementos, así como su número y masa atómica.
PROPIEDADES DEL ÁTOMO
1.- Los átomos son partículas eléctricamente neutras, por lo cual la carga total del núcleo tiene el mismo valor absoluto que la carga de los electrones.
2.- El número de protones de un elemento, Z, se denomina carga nuclear y coincide con el número atómico del elemento dado.
3.- Número másico, A, de un átomo es el número de nucleones que tiene, es decir, el número de protones (Z) más el número de neutrones (n). En general, A = n + Z.
Las cargas del protón y del electrón se consideran las unidades naturales de carga eléctrica:
1e = - 1,60 x 10-19 C (Culombios)
1p = + 1,60 x 10-19 C (Culombios)
ENLACE COVALENTE. TEORÍA DE LEWIS
El unión o enlace covalente se realiza entre átomos de igual o parecida electronegatividad. De acuerdo con la teoría de Lewis, el enlace covalente se realiza por compartición de electrones por los átomos. El criterio de comparticion de electrones se realiza de acuerdo con la regla del octete, según la cual los átomos tienden a tener ocho electrones en su nivel energético de valencia.
La compartición de un par de electrones produce un enlace covalente sencillo. Este enlace se representa con un guión. Así, la molécula de Cl2 está formada por la unión de dos átomos de cloro, mediante un enlace covalente sencillo, con siete electrones en su nivel de valencia.
La compartición de dos pares de electrones produce un enlace covalente doble. Este enlace se representa con un doble guión. Por ejemplo, la molécula de oxígeno está formada por la unión de dos átomos de oxígeno, mediante un enlace covalente doble, con seis electrones en su nivel de valencia.
La compartición de tres pares de electrones produce un enlace covalente triple. Este enlace se representa con un triple guión. Por ejemplo, la molécula de nitrógeno está formada por la unión de dos átomos de nitrógeno (con cinco electrones en su nivel de valencia) mediante un enlace covalente triple.
Los ejemplos de enlaces covalentes propuestos se denominan covalentes normales, pues los átomos que se unen contribuyen por igual al enlace.
Enlace covalente dativo es aquel en que uno de los átomos contribuye con mayor número de electrones que el otro.
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