10.1 Número cuántico n
Niels Bohr desarrolló su teoría del átomo en 1913, dos años después de la primera Conferencia de Solvay sobre Física. [1] La teoría del átomo de Bohr resolvió los problemas con la teoría atómica de Ernest Rutherford. También explicó, entre otras cosas, la fluorescencia, el efecto fotoeléctrico, las líneas espectrales y la naturaleza periódica de los elementos.
Bohr demostró que los electrones solo se pueden encontrar en lugares específicos, y sugirió que los electrones orbitan el núcleo de los átomos en círculos, con momentos angulares orbitales cuantizados (discutidos en Capítulo 15 ), a distancias orbitales cuantizadas. Estos se conocen como conchas.
Cada capa tiene un valor ‘ n ‘, donde la capa n = 1 es la capa más cercana al núcleo del átomo, n = 2 es el segundo más cercano, y así sucesivamente.
Cada capa está asociada con una energía cuantizada y solo puede contener un número finito de electrones. Se necesita menos energía para que un electrón permanezca en la capa más cercana al núcleo, y más energía para permanecer más lejos. No importa cuán poca energía tengan los electrones, no pueden moverse más cerca del núcleo que la capa más baja posible, por lo que los electrones cargados negativamente no son atraídos hacia el núcleo cargado positivamente.
Se necesita energía para que un electrón se mueva hacia afuera, y libera energía cuando se mueve hacia adentro. La energía se toma y se da en forma de fotones, por lo que se cuantifica, lo que significa que solo se permiten ciertas energías. Esto puede resultar en emisión atómica, fluorescencia e intercambio de carga. También explica la naturaleza del efecto fotoeléctrico, las líneas espectrales y la naturaleza periódica de los elementos.
Bohr demostró que los electrones no se mueven gradualmente de una capa a la siguiente. En cambio, parecen desaparecer de un caparazón y aparecen instantáneamente en otro.
10.2 Líneas espectrales
Los espectros de absorción ocurren cuando los átomos absorben fotones, y sus electrones ganan suficiente energía para moverse a una órbita más lejos del núcleo. Siguiendo la relación de Planck, esta energía corresponde a una frecuencia específica de luz y, por lo tanto, falta una longitud de onda específica del espectro.
Los espectros de emisión ocurren cuando los electrones caen a un nivel de energía más bajo y emiten fotones, nuevamente esta luz tiene una energía determinada por la relación de Planck, por lo que los fotones siempre tienen una longitud de onda específica.
|
Figura 10.1 |
Modelo del átomo de Bohr. El punto rojo es el núcleo, conocido en ese momento por contener protones, y los puntos verdes representan dos posibles ubicaciones para un electrón. E = h ν donde E = energía, h = constante de Planck, y [19459323] ] ν = frecuencia. |
Las diferencias de energía entre las capas de los átomos de hidrógeno están dadas por la fórmula de Rydberg. [2]
| Δ E = 1 λ = = 2 (
1 n f 2 – 1 n i 2 ) |
(10,1) |
Aquí, Δ debe leerse como ‘cambio en’, E es energía, λ es longitud de onda, R es una constante conocida como la constante de Rydberg , Z es el número atómico, igual al número de protones en el núcleo, n i es el número de capa de la capa en la que se encuentra inicialmente el electrón , y n f es el número de capa de la capa a la que se mueve el electrón.
El efecto Stark ocurre porque un campo eléctrico atrae electrones cargados negativamente en la dirección opuesta al núcleo cargado positivamente. Esto puede reducir la energía de los electrones en estados idénticos, causando la división de las líneas espectrales.
|
Figura 10.2 |
Líneas de emisión de la serie Balmer, donde los electrones se mueven a la segunda capa más cercana al núcleo y emiten energía en forma de fotones. |
|
Figura 10.3 |
Representación que muestra las diferentes formas en que los electrones pueden moverse dentro de un átomo de hidrógeno, cada posibilidad produce una línea espectral diferente. |
10.3 La tabla periódica
En los años siguientes, Rutherford demostró que el núcleo de un átomo de hidrógeno está compuesto por una sola partícula cargada positivamente, el protón, y que los núcleos de otros átomos también contienen protones. [3,4] Los átomos tienen el mismo número de protones que electrones. Los iones positivos tienen menos electrones que los protones, y los iones negativos tienen más electrones que los protones.
El físico estadounidense Robert Millikan había determinado la carga eléctrica del electrón en 1909, lo que le permitió determinar el peso atómico de cada elemento utilizando la relación de masa a carga. [5] En 1919, el químico estadounidense Irving Langmuir demostró que los átomos pueden compartir electrones, y esta es la base de toda la química molecular. [6]
Bohr y Charles Bury finalmente pudieron mostrar por qué los elementos poseen propiedades que ocurren periódicamente cuando se ordenan por peso atómico. [7,8] Esto está relacionado con la forma en que los electrones se organizan dentro de los átomos.
Bohr y Bury mostraron que a medida que los elementos aumentan en peso atómico, también ganan otro electrón. Generalmente, la primera capa de un átomo debe llenarse primero, luego se llena la segunda capa, y así sucesivamente. El número de electrones permitido en cada capa sigue dos reglas:
- La capa más lejana a llenar nunca puede contener más de ocho electrones.
- El número máximo de electrones en cualquier otra capa se puede calcular utilizando la fórmula,
| Número máximo de electrones por capa = 2 n 2 | (10,2) |
Aquí n se refiere al número de shell, siendo el más cercano n = 1. Esto muestra que la primera capa puede contener no más de dos electrones, la segunda ocho, la tercera 18, la cuarta 32, y así sucesivamente.
Las tablas de períodos modernas se dividen en grupos y períodos. El período se refiere al número de capa más alejado del núcleo para contener un electrón. El grupo se refiere a la cantidad de electrones en esta capa. La excepción es helio (He); El helio solo tiene dos electrones, pero está en el grupo VIII porque tiene una capa externa completa.
Los elementos entre los grupos II y III en su mayoría tienen dos electrones en su capa externa, a excepción de Lawrencium (La), que tiene tres y 10 elementos que incluyen cobre (Cu), oro (Au), plata (Ag), y platino (Pt) que solo tienen uno. Esto se debe a que un átomo no puede tener nueve electrones en su capa externa, por lo que una vez que su tercera capa, que es capaz de contener 18 electrones, gana ocho, la novena debe residir en la cuarta capa, mientras que la tercera está llena. Este patrón se repite mientras la cuarta capa gana 32 electrones, y así sucesivamente.
|
Figura 10.4 |
La disposición de los electrones en los primeros 36 elementos. |
El comportamiento periódico de los elementos se debe al hecho de que los átomos son menos reactivos cuando tienen una capa externa completa. Son más reactivos cuando están más cerca de obtener una capa completa, es decir, cuando tienen uno o siete electrones en su capa externa. Los átomos con el mismo número de electrones en su capa externa son generalmente más reactivos cuanto mayor es su período.
Esto explica el comportamiento de los iones descritos por Michael Faraday en 1834 [9] (discutido en Capítulo 6 ). El cloruro de sodio (NaCl) se forma fácilmente en iones de cloro negativos (Cl-) e iones de sodio positivos (Na +) porque el sodio tiene un solo electrón en su capa externa, por lo que es más estable sin él. El cloro, por otro lado, tiene siete electrones en su capa externa, por lo que sería más estable con un electrón extra. El átomo de sodio pierde un electrón y se convierte en un ion positivo, y el átomo de cloro gana un electrón que se convierte en un ion negativo.
Bohr formuló el principio de correspondencia en 1920. [10] Esto establece que las predicciones de la física cuántica parecen ser las mismas que las predicciones de la física clásica cuando [ 19459003] n es muy grande.