Teoría atómica
La teoría atómica es el pilar fundamental para entender cómo está compuesta la materia. A lo largo de la historia, nuestra comprensión sobre los átomos ha evolucionado, desde las primeras ideas filosóficas hasta modelos científicos modernos. En este recorrido, conceptos como la naturaleza de la luz, el modelo atómico de Bohr y la configuración electrónica han sido claves.
Naturaleza de la luz
La luz ha sido uno de los grandes misterios de la física. Durante mucho tiempo, los científicos han debatido sobre su naturaleza, ya que parece comportarse de maneras contradictorias. Existen dos modelos principales que explican el comportamiento de la luz: el modelo ondulatorio y el modelo corpuscular.
Modelo Ondulatorio
El modelo ondulatorio describe la luz como una onda electromagnética que se propaga a través del espacio. Este modelo fue propuesto inicialmente por Christian Huygens y más tarde refinado por James Clerk Maxwell, quien unificó la electricidad y el magnetismo en la teoría del electromagnetismo. Según este modelo, la luz tiene propiedades típicas de una onda, como la frecuencia (número de oscilaciones por segundo) y la longitud de onda (distancia entre dos crestas consecutivas).
Ejemplo: La difracción y la interferencia son fenómenos que pueden explicarse solo si la luz es una onda.
Modelo Corpuscular
Por otro lado, el modelo corpuscular, propuesto por Isaac Newton, describe la luz como una colección de partículas o "corpúsculos". Este modelo resurgió con fuerza a principios del siglo XX cuando Albert Einstein explicó el efecto fotoeléctrico. Einstein propuso que la luz está formada por fotones, partículas sin masa que transportan energía en "paquetes" discretos llamados cuantos.
Ejemplo: El efecto fotoeléctrico, donde los electrones son expulsados de una superficie metálica cuando la luz incide sobre ella, no puede explicarse con el modelo ondulatorio, pero sí con el corpuscular.
Dualidad Onda-Partícula
Hoy en día, entendemos que la luz tiene una naturaleza dual: se comporta como una onda en algunos experimentos y como partícula en otros. Esta dualidad es uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica.
Modelo Atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr para explicar las inconsistencias del modelo de Rutherford y los espectros atómicos de elementos como el hidrógeno. Bohr combinó ideas clásicas y cuánticas, y desarrolló un modelo que establecía que los electrones se mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo.
Postulados del modelo de Bohr
Los electrones solo pueden ocupar ciertos niveles de energía discretos o órbitas. Cada órbita tiene una energía específica.
Los electrones no emiten energía mientras se mantienen en una órbita estable.
Los electrones pueden saltar entre órbitas al absorber o emitir una cantidad específica de energía en forma de luz (fotones). La energía absorbida o emitida es igual a la diferencia entre los niveles de energía.
ΔE = E2 − E1 = h ⋅ ν
Donde:
h es la constante de Planck.
ν es la frecuencia de la luz emitida o absorbida.
El modelo de Bohr fue capaz de explicar con gran precisión los espectros de emisión del hidrógeno, pero fallaba para átomos más complejos.
Espectros Atómicos
Los espectros atómicos son el resultado de las transiciones de electrones entre diferentes niveles de energía en un átomo. Cuando un electrón salta de un nivel más alto a uno más bajo, emite un fotón con una energía específica, lo que genera líneas en el espectro.
Espectro de Emisión
Cuando un átomo recibe energía (por ejemplo, al ser calentado), los electrones son excitados a niveles superiores de energía. Al regresar a su estado original, los electrones emiten fotones con energías correspondientes a la diferencia entre los niveles. El espectro de emisión es un conjunto de líneas de luz a diferentes longitudes de onda, que son características de cada elemento.
Ejemplo: El espectro de emisión del hidrógeno muestra varias líneas brillantes, que corresponden a las transiciones electrónicas entre los niveles de energía.
Espectro de Absorción
Cuando la luz blanca pasa a través de un gas o una sustancia, ciertos fotones son absorbidos por los electrones del átomo, que luego saltan a niveles de energía superiores. El espectro de absorción muestra líneas oscuras que corresponden a las longitudes de onda absorbidas.
Los espectros atómicos son como huellas dactilares que permiten identificar los elementos.
Aplicaciones del modelo de Bohr: Subniveles de energía y Números Cuánticos
Aunque el modelo de Bohr fue un gran avance, no explicaba completamente la estructura atómica, especialmente para átomos con más de un electrón. El desarrollo de la mecánica cuántica en las décadas siguientes permitió ampliar el modelo y comprender mejor la organización de los electrones.
Subniveles de energía
Dentro de cada nivel de energía principal (n), existen subniveles que se denotan como s, p, d, f. Estos subniveles permiten una mayor cantidad de electrones en cada nivel, con diferentes energías y formas de sus orbitales.
Nivel 1 (n=1): Solo tiene el subnivel 1s.
Nivel 2 (n=2): Tiene los subniveles 2s y 2p.
Nivel 3 (n=3): Tiene los subniveles 3s, 3p y 3d, y así sucesivamente.
Números Cuánticos
Los números cuánticos son parámetros que describen las propiedades de los electrones en un átomo:
Número cuántico principal (n): Indica el nivel de energía del electrón. Cuanto mayor es n, mayor es la energía y la distancia del electrón respecto al núcleo.
Número cuántico secundario o azimutal (l): Define el subnivel y la forma del orbital. l puede tomar valores desde 0 hasta n-1.
l = 0 corresponde a un orbital s.
l = 1 corresponde a un orbital p.
l = 2 corresponde a un orbital d.
l = 3 corresponde a un orbital f.
Número cuántico magnético (mₗ): Describe la orientación espacial del orbital. Los valores de mₗ van desde -l hasta +l.
Número cuántico de espín (mₛ): Representa el giro del electrón y puede ser +1/2 o -1/2.
Configuraciones electrónicas
La configuración electrónica de un átomo describe cómo están distribuidos sus electrones entre los distintos niveles y subniveles de energía. Las reglas para escribir configuraciones electrónicas se basan en los siguientes principios:
Principio de Aufbau
Los electrones se acomodan en los orbitales empezando por los de menor energía. El orden de llenado sigue el diagrama de diagonal de Aufbau, que indica la secuencia de los orbitales de menor a mayor energía.
Principio de Exclusión de Pauli
En un átomo, dos electrones no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. Esto significa que en un mismo orbital solo pueden existir dos electrones, y deben tener espines opuestos.
Regla de Hund
Cuando los electrones ocupan orbitales de igual energía (como los orbitales p), los electrones se distribuyen ocupando la mayor cantidad posible de orbitales antes de aparearse. Es decir, se maximiza el número de electrones desapareados.
Ejemplo de Configuración Electrónica
Para el oxígeno (Z = 8), la configuración electrónica sería:
1s2 2s2 2p4
Esto indica que el oxígeno tiene 2 electrones en el nivel 1s, 2 electrones en el subnivel 2s, y 4 electrones en el subnivel 2p.