Estructura atómica.

Estructura atómica.

Las propiedades de los átomos dependen de cómo estén distribuidos los electrones alrededor del núcleo. El conocimiento de la estructura electrónica de un átomo nos permite predecir su comportamiento químico.

Espectros

      La espectroscopía atómica fue fuente experimental más importante de la cual se pudo obtener información respecto a la estructura perinuclear de los átomos.

Cuando los átomos se exponen a energías altas  provenientes de alguna fuente cercana, tienden a excitarse y producir energía en forma de radiación. La naturaleza de la radiación emitida depende de la naturaleza de la fuente y forma de excitación empleada. La intensidad de la luz emitida por un cuerpo sólido calentado, se distribuye en una zona amplia de longitudes de onda. Por ejemplo, si se calienta un metal como el hierro  en un horno o en una llama, producirá luz visible dependiendo de la temperatura, a 1000 ⁰C será roja, a 1500 ⁰C será blanca. Si se examina la luz emitida con un espectroscopio (instrumento que descompone la luz en los colores que la componen), se observa que la luz consta fundamentalmente de todos los colores¸ es decir que su espectro es de emisión continuo y tiene todas las longitudes de onda de la luz visible.

       No todas las fuentes de luz emiten radiación en todas las longitudes de onda. Si se analiza  con un espectroscopio la luz emitida por un gas caliente o excitado por una descarga eléctrica, observamos que el espectro consiste en un conjunto de líneas finas separadas, cada una de ellas con una longitud de onda definida. Tal espectro se llama de líneas.

      Algunas veces aparecen líneas muy juntas, separadas por intervalos de oscuridad aproximadamente iguales y pequeños, entonces se dice que ellas componen una banda y el espectro se llama de bandas.

Se observa también que cuando se pasa una radiación continua a través del gas aparecen líneas o bandas oscuras debido a la absorción. Este es un espectro de absorción.

Los espectros de bandas son producidos por moléculas que contienen dos o más átomos y los espectros de líneas, por átomos o iones monoatómicos.

La intensidad y longitud de onda de las líneas son características de los átomos emisores o absorbedores de la radiación, por eso, estos justamente son los espectros que sirven para el estudio de la periferia nuclear.  Cada átomo tiene su propio espectro característico.

Cuando Rutherford propuso la existencia del núcleo atómico en 1911, el modelo “natural” acerca del movimiento de los electrones alrededor del núcleo era el mismo que se aplica a los planetas alrededor del sol. Por eso fue llamado modelo planetario del átomo.

Sin embargo, este modo de movimiento contradecía las leyes del electromagnetismo. El giro de una partícula cargada como el electrón, la somete a una aceleración y se sabía que toda carga acelerada debía emitir continuamente radiación electromagnética. En una fracción de segundo, el electrón caería al núcleo.

    En 1913, Niels Bohr propuso una teoría para la estructura electrónica del átomo de hidrógeno que explicaba el espectro de líneas de este elemento.

Bohr introdujo la idea fundamental de que las absorciones y emisiones de luz del átomo de hidrógeno corresponden a cambios de energía de los electrones dentro del átomo. El hecho de que eran absorbidas o emitidas ciertas frecuencias nos dice que solo son posibles ciertos cambios de energía: los cambios de energía dentro de un átomo están cuantizados.
La teoría de Bohr incluye los siguientes puntos:
1. El electrón del átomo de hidrógeno puede existir  solamente en ciertas órbitas.
2. El electrón posee una energía definida y característica en la cual se mueve.
3. Cuando los electrones de un átomo están lo más cerca posible del núcleo, estos se hallan en la condición de energía más baja posible, llamado estado fundamental. Cuando los átomos se calientan, los electrones absorben energía y pasan a niveles exteriores. Se dice entonces que los átomos están en estados excitados.
4. Cuando un electrón vuelve  a su nivel inferior, emite una cantidad definida de energía.

El modelo de Bohr tuvo gran importancia debido a que introdujo la idea de los estados cuantizados de energía para los electrones de los átomos.

Mecánica cuántica u ondulatoria.

     Para pronosticar la trayectoria de un cuerpo en movimiento se debe conocer al mismo tiempo su posición y velocidad. El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento (m.v) de un cuerpo tan pequeño como un electrón. Cuánto más precisamente se trate de determinar uno de estos valores, más inseguro se estará del otro.

    Los objetos son vistos observando la interferencia con los rayos de luz para iluminarlos. Se necesitaría una radiación con una longitud de onda extremadamente corta para localizar un objeto tan pequeño como un electrón. La radiación que posee una longitud de onda corta tiene una frecuencia alta y es muy energética. Cuando choca con un electrón, el impacto hace que la dirección del movimiento y la velocidad del electrón cambien. Parece, por tanto, que no es posible una descripción exacta de la trayectoria de un electrón en una órbita de Bohr.

    Al igual que la luz que tiene carácter de onda y de partícula, la materia también tiene una naturaleza dual. En 1924, De Broglie propuso que los electrones y otras partículas tienen propiedades de onda.

     En vista de que un electrón tiene propiedades d ondas, su movimiento en un átomo se puede describir mediante una ecuación de onda.

     En 1926, Schrödinger utilizó la relación de De Broglie para desarrollar una ecuación que describe el electrón en términos de su carácter de onda. Cuando la ecuación se resuelve para el electrón en un átomo de hidrógeno, se obtienen una serie de funciones de onda, cada una de las cuáles  está caracterizada por un conjunto de tres números cuánticos enteros. Cada función de onda corresponde a alguna energía  y describe una región alrededor del núcleo (llamada orbital), dónde se puede encontrar un electrón que posee dicha energía.

    El principio de incertidumbre afirma que si conocemos el momento del electrón con gran exactitud, nuestro conocimiento de su ubicación es muy incierto. Por tanto, no podemos especificar la ubicación de un electrón particular  alrededor del núcleo. En el modelo de la mecánica cuántica, podemos hablar de la probabilidad de que el electrón esté en determinada región de espacio en un instante dado.

    Se puede suponer que la carga del electrón  está distribuida en una nube de carga por un movimiento rápido del electrón. La nube es más densa en alguna regiones que en otras La probabilidad de encontrar el electrón en una región dada es proporcional a la densidad de la carga de la nube en ese punto.

La probabilidad es mayor en la región dónde la nube es más densa.

Esta interpretación no intenta describir la trayectoria del electrón, solamente pronostica dónde es más probable encontrar el electrón.