Modelos Atómicos: Limitacións, Mecano-cuántico e Propiedades Periódicas

Limitacións do modelo de Bohr: non explicaba por que as órbitas atómicas estaban cuantizadas nin por que algunhas propiedades dos elementos se repetían periodicamente. Atopáronse tamén resultados experimentais que non encaixaban dentro dese modelo:

1. Ao aumentar a resolución dos espectrógrafos observouse que algunhas liñas do espectro eran en realidade dúas.
2. Ao efectuar o espectro ao mesmo tempo que se sometía a substancia a un intenso campo magnético, observouse que algunhas liñas espectrais se desdobraban en varias.

Modelo Mecano-cuántico: As ecuacións básicas deste novo modelo foron expostas por Heisenberg e Schrödinger. Características:

1. Dualidade onda-partícula: Broglie propuxo que as partículas materiais teñen propiedades ondulatorias e que, por iso, toda partícula en movemento leva unha onda asociada (λ=h/mv). Estas ondas de materia só se poden detectar nas partículas subatómicas.
2. Principio de indeterminación: Este principio estableceu que existe un límite na precisión con que se poden determinar simultaneamente a posición e a cantidade de movemento dunha partícula. Este límite é tan pequeno que non se observa a escala macroscópica.

As ecuacións do modelo mecano-cuántico describen o comportamento dos electróns dentro do átomo e recollen o seu carácter ondulatorio e a imposibilidade de predicir as súas traxectorias exactas. Deste xeito, establecen o concepto de orbital.

Orbital: rexión ou volume do espazo do átomo no que a probabilidade de atopar un electrón cunha enerxía determinada é moi grande.

Números cuánticos: Describen o comportamento dun átomo.

• O Nº cuántico principal, n, designa o nivel de enerxía. Pode asumir calquera valor enteiro positivo: 1, 2... O primeiro nivel é o de menos enerxía e os seguintes teñen enerxías maiores.
• O Nº cuántico do movemento angular orbital, l, determina a forma do orbital e a enerxía dentro de cada nivel. Toma valores entre [0, n-1]. Se n=1 → l=0; Se n=2 → l=0 ou 1; Se n=3 → l=0, 1 ou 2... 0, 1, 2 e 3 → s, p, d e f respectivamente.
• O Nº cuántico magnético, m_l, describe a orientación do orbital no espazo e explica o desdobramento de liñas espectrais ao aplicar un campo magnético externo. Toma os valores comprendidos entre +l e -l, é dicir, os (2l+1) valores: -l, -l+1, ..., 0, +1, ..., l-1, l. Se l=0 (orbital s) → m_l =0; Se l=1 (orbital p) → m_l=-1, 0 ou +1; Se l=2 (orbital d) → m_l=-2, -1, 0, +1, ou +2.
• O Nº cuántico magnético do spin do electrón, m_s, dános o valor dunha partícula intrínseca do electrón e doutras partículas elementais, o spin. Determina se o electrón se aliña de forma paralela ou antiparalela a un campo magnético externo. Pode ter os valores +1/2 e -1/2. Dise que os electróns co mesmo nº cuántico m_s teñen spins paralelos ou que están desemparellados.

Configuracións electrónicas: regras para saber como se ordenan os niveis de orbitais:

• Principio de exclusión de Pauli: Dous electróns dun mesmo átomo non poden ter catro números cuánticos iguais. Así, en cada orbital só pode haber dous electróns, un con spin +1/2 e o outro -1/2.
• Os orbitais énchense segundo as súas enerxías relativas, empezando polos de menos enerxía.
• Regra de Hund: Dous orbitais cos mesmos nºs cuánticos n e l teñen a mesma enerxía. Para enchelos, primeiro colócase un electrón no primeiro orbital, deseguido, complétase co segundo electrón.

Definición de Configuración Electrónica: distribución dos electróns dun átomo nos seus distintos niveis e orbitais ao redor do núcleo.

Clasificación periódica dos elementos: táboa de Mendeleiev: contiña todos os elementos coñecidos ata entón, ordenados segundo a masa atómica e a semellanza de propiedades. Algúns elementos tiveron que ordenarse de forma inversa ás súas propiedades físicas e químicas.

Táboa de Moseley: identificou os elementos polo seu nº atómico. Isto permitiu enunciar a lei periódica: cando os elementos se colocan en orde crecente do seu nº atómico, ten lugar unha repetición periódica de moitas propiedades físicas e químicas daqueles.

Estrutura electrónica e táboa periódica: Ao comparar a configuración electrónica dos elementos coa súa situación na táboa periódica, obsérvase que:

• Os elementos dun mesmo período teñen todos o mesmo nº de niveis electrónicos, completos ou non. Este nº coincide co nº do período.
• Os elementos dun mesmo grupo presentan a mesma estrutura electrónica no seu nivel externo ou capa de valencia.

Propiedades periódicas: son as propiedades físicas e químicas que varían con regularidade ao longo dos grupos e dos períodos.

• Raio atómico: ao non teren límites definidos non podemos falar de volume dun átomo desde un punto de vista estrito, por iso asígnaselle a cada elemento un raio atómico a partir do cal podemos coñecer o seu tamaño aproximado e comparalo co doutros átomos. Para asignarlle a cada elemento o seu raio atómico mídese a distancia entre os núcleos dos átomos enlazados. O valor é aproximado, xa que a distancia entre núcleos varía segundo o tipo de enlace.
  • Dentro do grupo, o raio atómico aumenta conforme crece o nº atómico (aumenta ao descender dun período a outro).
  • Dentro dun período, o raio atómico aumenta conforme diminúe o nº atómico (incrementase a carga do núcleo manténdose constante o nº de niveis electrónicos).
• Raios iónicos: Cando un átomo se ioniza, modifica o seu volume. Se perde electróns, convértese nun catión e o seu raio diminúe. Se gaña electróns, convértese nun anión e o seu raio aumenta. Así, o raio dun catión é menor ca o do átomo neutro, e o raio do anión é maior.
• Enerxía de ionización: enerxía involucrada no proceso polo que un átomo neutro dun elemento X, en estado gas, cede un electrón do seu nivel externo e convértese nun ión monopositivo X⁺, tamén en estado gas. X(g) → X⁺(g) + 1e^-. A enerxía de ionización é positiva para todos os elementos. Así, un valor elevado da enerxía de ionización indica que o electrón está fortemente retido polo átomo.
  • Dentro dun grupo, a enerxía de ionización adoita aumentar ao diminuír o nº atómico (aumenta ao subir nun grupo). Nos átomos menores, o electrón está máis preto do núcleo e experimenta unha maior atracción por parte deste.
  • Dentro dun período, a enerxía de ionización avanza ao aumentar o nº atómico (aumenta ao avanzar no período). Ao diminuír o raio atómico, aumenta a atracción dos electróns polo núcleo e son máis difíciles de arrincar.
• Afinidade electrónica: enerxía intercambiada no proceso polo que un átomo neutro dun elemento X, en estado gas, recibe un electrón e convértese nun ión mononegativo X^-, tamén en estado gas. X(g) + 1e^- → X^-(g).
  • Dentro dun grupo, a afinidade electrónica aumenta ao aumentar o número atómico. Cando aumenta o raio atómico, diminúe a atracción do núcleo polo novo electrón e por iso aumenta a afinidade electrónica.
  • Dentro dun período, aínda que con moitas excepcións, a afinidade electrónica aumenta conforme diminúe o nº atómico. A afinidade electrónica diminúe ao avanzar nun período porque aumenta a carga nuclear e diminúe o raio atómico.
• Electronegatividade: dun elemento é a capacidade dun átomo deste para atraer electróns da molécula da que forma parte.
  • Dentro dun grupo, os átomos máis electronegativos son os de menos nº atómico (os de menos tamaño).
  • Dentro dun período, os átomos máis electronegativos son os de máis nº atómico (os de menos tamaño).