2.4. Modelo cuántico

Ambos modelos establecían la posibilidad de conocer parámetros de posición y velocidad de los electrones de forma precisa en su movimiento alrededor del núcleo. Sin embargo, la realidad del mundo subatómico es mucho más compleja.

Por una parte, hay que incluir la hipótesis de dualidad onda-corpúsculo de la luz, que parte de: el postulado de Newton sobre la naturaleza corpuscular de la luz; y el postulado de Hyugens sobre la naturaleza ondulatoria de la misma. Einstein, a principios del siglo XX, estableció que la luz estaba constituida por fotones, con masa y longitud de onda.

Louis De Broglie, en 1923, extrapola la hipótesis de dualidad onda-corpúsculo a los electrones.

En 1927, Heisemberg establece el denominado principio de indeterminación o principio de incertidumbre, afirmando que en física cuántica, la que prevalece cuando hablamos de partículas muy pequeñas que se mueven muy rápidamente, no se puede conocer de forma simultánea y exacta la posición y velocidad de una partícula, pues la medición de uno de estos parámetros altera el otro parámetro.

Desaparece entonces el concepto de órbita, pues aporta mucha precisión en lo que respecta a la posición y velocidad del electrón. Aparece entonces el concepto de orbital atómico a partir de la resolución de la denominada ecuación de Schrödinger, Heisenberg y Dirak:

Donde ψ (r, θ ,Φ ) es una combinación de: una solución radial R(r), que aporta información sobre la probabilidad de encontrar el electrón en los alrededores del núcleo; y una solución angular ψ (θ ,Φ ), que informa de la forma del orbital.

Un orbital atómico es una región en el espacio donde es muy probable encontrar un electrón. Cada orbital atómico puede ubicar un máximo de dos electrones. Los orbitales atómicos se designan por letras: s, p, d y f.

No todos los niveles de energía tienen el mismo número de orbitales. Así, cada nivel de energía podría ubicar un determinado número de electrones. La siguiente tabla muestra el número de orbitales y tipo en cada nivel de energía, así como el número de electrones por grupo de orbitales. También se muestra un gráfico con la forma de los distintos orbitales.

Cada tipo de orbital tiene una forma característica. La siguiente tabla resume las distribuciones espaciales de los distintos tipos de orbitales.

RECURSO TIC. DISTRIBUCIONES ESPACIALES DE LOS ORBITALES ATÓMICOS

Las siguientes dos aplicaciones interactiva permite visualizar las distribuciones espaciales de orbitales atómicos. En la aplicación vinculada a través de la imagen de la izquierda, podrás comprobar cómo por cada nivel solamente hay un orbital s, tres orbitales p, cinco orbitales d y siete orbitales f.

RECURSO TIC

Ahora podemos retomar de nuevo el simulador de los modelos atómicos del átomo de hidrógeno y podemos comprobar la interpretación de los resultados espectrales según el modelo de la mecánica cuántica (Schrödinger). Puede observarse que ahora los niveles de energía presentan subniveles, aunque los resultados espectrales solo responden a transiciones entre niveles, resultando indiferente el tratarse de un subnivel u otro.

La configuración electrónica es la forma en la que se distribuyen los electrones en la corteza de un átomo. Concretamente, la configuración electrónica en el último nivel energético de un elemento determina cuáles serán las propiedades químicas, permitiendo anticipar sus propiedades y conocer el tipo de enlace que formará con otros elementos. Los electrones del nivel energético principal (más alto) se denominan electrones de valencia (salvo para los metales de transición).

Para escribir las configuraciones electrónicas seguimos los siguientes pasos:

1. Colocamos el símbolo del elemento químico entre corchetes. De esta manera estamos indicando que nos referimos a la configuración electrónica de dicho elemento.

2. Denominaremos los orbitales de los distintos niveles como sigue:

• Orbital s del primer nivel de energía: 1s

• Orbital s del segundo nivel de energía: 2s

• Orbitales p del segundo nivel de energía: 2p

3. Utilizaremos un superíndice para indicar el número de electrones totales que hay en cada tipo de orbital. Por ejemplo:

• 2s¹: indica que en el orbital s del nivel 2 hay 1 electrón

• 3p⁵: indica que en los orbitales p del nivel 3 hay 5 electrones

Así, la configuración electrónica del oxígeno, cuyo número atómico es 8 y, por tanto, en estado fundamental tiene 8 electrones (tantos como protones), quedará de la siguiente forma:

[O]=1s² 2s² 2p⁴

Observa que faltan dos electrones para completar los orbitales p del nivel 2. Esto será determinante en las propiedades químicas del oxígeno.

Otro concepto importante a tener en cuenta, en relación con lo comentado en el párrafo inmediatamente anterior, es el de electrones de valencia. Estos electrones son los del último orbital ocupado, y serán determinantes en las propiedades de los elementos químicos.

Cuando escribimos la configuración electrónica de un elemento, podemos acortarla haciendo referencia entre corchetes a la configuración electrónica del gas noble inmediatamente anterior. Por ejemplo, veamos el calcio.

La configuración electrónica completa del calcio es la siguiente:

[Ca]= 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

El gas noble inmediatamente anterior es el argón, cuya configuración electrónica es:

[Ar]= 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Así, puede representarse la configuración electrónica acortada del calcio haciendo referencia a la configuración electrónica del argón:

[Ca]= [Ar] 4s²