En módulos anteriores vimos que a lo largo de la historia han existido varios modelos atómicos que intentan explicar el comportamiento y propiedades del átomo. Hicimos un estudio profundo del modelo de Rutherford (el átomo nuclear) pues el entendimiento de éste nos permitirá comprender el modelo atómico de Bohr. A su vez, el entendimiento del modelo de Bohr nos permitirá comprender el modelo atómico de Schrödinger, el cual permanece hasta el día de hoy como uno de los fundamentos de la ciencia moderna.
El átomo de Bohr.
En 1913 Niels Bohr describió al átomo como un núcleo central muy pequeño cargado positivamente, con electrones girando al rededor de él en órbitas circulares definidas (muy parecido al átomo de Rutherford). Según el modelo de Bohr, el átomo de hidrógeno consiste en un núcleo con carga +1 con un electrón moviéndose al rededor de él.
Según Bohr, el electrón se encontraba solo a distancias específicas del núcleo en órbitas determinadas. Estas distancias las determinaba la cantidad de energía que poseía el electrón, pues a mayor energía, mayor seria la distancia entre el núcleo y el electrón, y por el contrario, entre menor energía tuviera el electrón, la distancia entre éste y el núcleo seria menor. Bohr propuso que la energía del electrón estaba "cuantizada", es decir, que la energía de los electrones en el átomo está restringida a determinados valores concretos, y que la distancia entre el electrón y el núcleo dependían de estos valores.
Las posiciones cuantizadas posibles del electrón se llaman estados de energía o niveles de energía. Podemos ver estos niveles de energía en la siguiente imagen.
El modelo atómico de Bohr solo describe al átomo de hidrógeno, que tiene un solo electrón, pero ¿Qué pasa con los átomos que tienen varios electrones? El modelo de Bohr quedó descartado ya que no explicaba el comportamiento de átomos con mas de un electrón, pues los electrones se repelen entre sí, de modo que no pueden ocupar una misma órbita. Este problema se solucionaría con el modelo atómico actual, el de Schrödinger.
El átomo de la mecánica cuántica (átomo de Schrödinger).
De acuerdo con este modelo, el átomo todavía consiste de un núcleo con protones y neutrones, pero los electrones no tienen posiciones específicas en el átomo, es por eso que se representan con respecto a la probabilidad de encontrarse en ciertas partes del éste.
En el nuevo modelo existen varios estados de energía principales posibles en los que puede encontrarse el electrón. Estos estados principales se llaman niveles de energía, y se representan por medio de los números enteros, así podemos referirnos al nivel 1, al nivel 2, 3, 4, 5, 6 etcétera (entre mayor sea el nivel de energía, más alejado se encontrara del núcleo). A su vez, cada nivel de energía esta constituido por uno o más subniveles de energía, a los cuales se les asignan las letras s, p, d y f. Cada subnivel posee un cierto número de orbitales, que son las zonas en donde puede encontrarse el electrón.
Orbitales.
Los electrones son partículas que no tienen posiciones específicas en el átomo, es por eso que se representan con respecto a la probabilidad de encontrarse en ciertas partes del éste. La idea de probabilidad surge debido a que el electrón esta moviéndose de forma rápida en torno al núcleo, y "llena" un volumen de espacio en el cual puede encontrársele. Como una analogía, imagínese la rueda de una bicicleta en movimiento. Al girar la rueda, los rayos parecen como un conjunto borroso. Los rayos "llenan" un volumen de espacio, aunque cada rayo ocupa un solo volumen específico de espacio.
Debido a que los electrones están en rápido movimiento, se les puede visualizar como nubes (igual que los rayos en movimiento de la bicicleta), estas nubes corresponden a la probabilidad de encontrar a los electrones en partes específicas del átomo. Los volúmenes de probabilidad o nubes son los orbitales.
Existen 4 tipos de orbitales, los orbitales s, los orbitales p, los orbitales d y los orbitales f (las letras son las mismas que en los subniveles de energía).
Un subnivel s contiene un orbital s. Un orbital s se representa como una nube esférica.
Podrás notar, que los orbitales aumentan de tamaño en los niveles más altos. Así el orbital del nivel 1 subnivel s (1s) es mas pequeño que el orbital del nivel 2 subnivel s (2s), esto pasa con todos los tipos de orbitales.
El subnivel p contiene tres posibles orbitales p, que serían px, py y pz (los subíndices x, y, z nos indican en que eje están orientados). Se representan de la siguiente manera.
Los orbitales p comprendidos dentro de un subnivel p se encuentran unidos perpendicularmente entre si, por lo tanto se verían de la siguiente manera.
El subnivel d contiene cinco posibles orbitales d. Estos orbitales se representan de la siguiente manera (los orbitales d comprendidos dentro de un subnivel d también se encuentran perpendicularmente entre si).
El subnivel f contiene siete posibles orbitales f. Se representan de la siguiente manera (los orbitales f comprendidos dentro de un subnivel f también se encuentran perpendicularmente entre si).
Recuerda que los orbitales s, p, d y f
Es así como nos referimos por ejemplo al estado de energía 2s, que se encuentra en el nivel 2 y subnivel s, o al estado de energía 3d, que se encontraría en el nivel 3 y subnivel d.
El orden de los niveles de energía es el siguiente (se ordenan comenzando por los niveles más bajos a los más altos):
Las flechas indican el orden en los que se organizan. El orden seria: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p etc.
En el siguiente vídeo veremos como se ven los orbitales, ordenados desde el nivel de energía más bajo al más alto.
Cada orbital puede alojar simplemente 2 electrones. Un subnivel s tiene un orbital s, por lo tanto puede acomodar de 1 a 2 electrones. Un subnivel p tiene 3 orbitales p, por lo tanto puede acomodar de 1 a 6 electrones. Un subnivel d tiene 5 orbitales d, por lo tanto puede acomodar de 1 a 10 electrones. Y un subnivel f tiene 7 orbitales f, por lo tanto puede acomodar de 1 a 14 electrones.
En los átomos normales, los electrones se sitúan en los niveles de energía más bajos permisibles. Los átomos que se encuentran en esta condición se llaman átomos en estado base o fundamental.
El átomo puede adquirir energía de una fuente externa, cuando esto sucede el electrón puede brincar de un nivel de energía a otro si y solo si adquiere la cantidad de energía requerida para hacerlo (recuerda que la energía esta "cuantizada"). A este pequeño "brinco" del electrón se le conoce como salto cuántico.
Cuando un electrón brinca a un nivel mas alto se dice que esta excitado, y al átomo se le llama átomo excitado. Si un electrón se excita demasiado puede ser expulsado del átomo y se forma un catión. Un átomo excitado es muy inestable, así que los electrones excitados tienden a regresar a los niveles de energía más bajos para llegar al estado fundamental y así adquirir estabilidad.
Al caer el electrón a estados de energía más bajos debe desprender el exceso de energía. La energía que desprenden los electrones en su caída a los niveles más bajos toma la forma de energía radiante o luz. De hecho la mayor parte de luz que vemos en una flama o en las luces de colores de los fuegos artificiales proviene de la energía perdida de átomos excitados.
Configuración electrónica.
Dado que los electrones de un átomo no excitado tienden a ocupar las posiciones de energía más bajas disponibles, podemos determinar cómo se distribuyen éstos en los orbitales. A esta distribución se le conoce como configuración electrónica.
En el siguiente vídeo veremos como escribir la configuración electrónica del átomo de un elemento.
