Estructura atómica y tabla periódica

El modelo de Rutherford describía el átomo como un sistema solar en miniatura, pero tenía un fallo crítico: según el electromagnetismo clásico, un electrón girando debería emitir energía constantemente y acabar colapsando contra el núcleo. Sin embargo, los átomos son estables.

• Espectros atómicos discontinuos: Al calentar un gas y pasar su luz por un prisma, no se obtiene un arcoíris continuo, sino líneas aisladas. Esto indicaba que los átomos solo pueden emitir energías muy específicas.
• Hipótesis de Planck: Max Planck propuso que la energía no es continua, sino que se intercambia en paquetes discretos llamados cuantos. La energía de un cuanto es $E = h \cdot \nu$, donde $h$ es la constante de Planck.
• Efecto fotoeléctrico: Einstein demostró que la luz se comporta como una corriente de partículas (fotones). La energía está cuantizada, lo que significa que solo existen ciertos niveles permitidos.

Niels Bohr aplicó las ideas de Planck al átomo de hidrógeno. Sus postulados establecen que:

1. El electrón solo gira en ciertas órbitas circulares permitidas sin emitir energía.
2. Cada órbita tiene una energía fija (niveles de energía).
3. El electrón solo emite o absorbe energía cuando salta de una órbita a otra. La energía del fotón es la diferencia entre los niveles: $\Delta E = E_{final} - E_{inicial}$.

Sommerfeld perfeccionó este modelo introduciendo órbitas elípticas y subniveles de energía, explicando por qué algunas líneas de los espectros eran en realidad varias líneas muy juntas.

La mecánica cuántica actual se basa en tres pilares que rompen con la intuición cotidiana:

• Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie): Toda partícula en movimiento (como el electrón) lleva asociada una onda.
• Principio de incertidumbre (Heisenberg): Es imposible conocer simultáneamente y con precisión total la posición y el momento (velocidad) de un electrón.
• Función de onda ($\Psi$): Erwin Schrödinger desarrolló una ecuación matemática cuya solución nos da la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio llamada orbital.

Para describir la posición y el estado de un electrón, utilizamos cuatro números cuánticos:

1. Principal ($n$): Indica el nivel de energía y el tamaño del orbital ($n = 1, 2, 3...$).
2. Secundario o azimutal ($l$): Indica la forma del orbital ($l$ va desde $0$ hasta $n-1$).
   • $l=0$ (orbital s), $l=1$ (orbital p), $l=2$ (orbital d), $l=3$ (orbital f).
3. Magnético ($m_l$): Indica la orientación espacial del orbital (desde $-l$ hasta $+l$).
4. Espín ($s$): Indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje ($+1/2$ o $-1/2$).

Un orbital atómico es la región del espacio donde existe una probabilidad superior al 90% de encontrar al electrón.

Para escribir la configuración de un átomo en estado fundamental (mínima energía), seguimos tres principios:

• Principio de Aufbau: Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. Se utiliza el Diagrama de Moeller como guía.
• Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por tanto, en cada orbital solo caben 2 electrones con espines opuestos.
• Regla de máxima multiplicidad de Hund: En orbitales de la misma energía (como los tres orbitales $p$), los electrones se distribuyen de forma que haya el mayor número posible de electrones desapareados (con el mismo espín).

• Estándar: Se escriben todos los subniveles (ej. Sodio, $Z=11$: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$).
• Abreviada (Kernel): Se usa el gas noble anterior entre corchetes (ej. Sodio: $[Ne] 3s^1$).
• Electrones de valencia: Son los electrones de la capa más externa. Son los responsables del comportamiento químico del elemento.
• Excepciones: Algunos metales de transición (como Cr y Cu) presentan configuraciones anómalas para ganar estabilidad al tener subniveles $d$ semiocupados o llenos.

Henry Moseley demostró que la propiedad fundamental que ordena los elementos es el número atómico ($Z$).

• Periodos: Filas horizontales. Coinciden con el nivel energético más externo ($n$).
• Grupos: Columnas verticales. Los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica de valencia y propiedades químicas similares.
• Bloques: La tabla se divide en bloques según el último orbital que se está llenando ($s, p, d, f$).

1. Metales: A la izquierda y centro. Tienden a perder electrones (formar cationes).
2. No metales: A la derecha. Tienden a ganar electrones (formar aniones).
3. Metaloides: En la frontera, tienen propiedades intermedias.
4. Gases nobles: Grupo 18. Tienen la capa de valencia completa ($ns^2 np^6$), lo que les confiere una extraordinaria estabilidad química.

• Carga nuclear efectiva ($Z_{ef}$): Es la fuerza neta de atracción que siente un electrón por parte del núcleo, tras restar el apantallamiento (la repulsión) de los electrones internos.
• Radio atómico: En un grupo, aumenta al bajar (más capas). En un periodo, disminuye al avanzar a la derecha (mayor $Z_{ef}$ que "encoge" la nube electrónica).
• Radio iónico: Los cationes son más pequeños que su átomo neutro; los aniones son más grandes.

• Energía de ionización (EI): Energía necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso. La EI aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla.
• Afinidad electrónica (AE): Energía intercambiada cuando un átomo capta un electrón. Los halógenos tienen las AE más negativas (sueltan mucha energía al ganar un electrón).

• Electronegatividad: Tendencia de un átomo a atraer el par de electrones en un enlace químico. El Flúor es el elemento más electronegativo.
• Carácter metálico: Facilidad para perder electrones. Aumenta hacia la izquierda y hacia abajo (el Cesio es muy metálico).

• Número atómico ($Z$): Número de protones. Define el elemento.
• Número másico ($A$): Suma de protones y neutrones.
• Isótopos: Átomos del mismo elemento (mismo $Z$) con distinto número de neutrones (distinto $A$).
• Masa atómica relativa: Es la media ponderada de las masas de los isótopos naturales de un elemento según su abundancia.

$Masa = \frac{\sum (Masa_{isótopo} \cdot \%Abundancia)}{100}$

No todos los núcleos son estables. Si la proporción entre neutrones y protones no es adecuada, el núcleo se desintegra emitiendo radiación ($\alpha, \beta, \gamma$).

• Vida media: Tiempo necesario para que se desintegre la mitad de una muestra radiactiva.
• Aplicaciones:
  • Medicina: Radioisótopos como el Yodo-131 para tiroides o el Cobalto-60 para radioterapia.
  • Industria/Investigación: Datación por Carbono-14 o trazadores en tuberías.