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Analizar y evaluar críticamente los diferentes modelos atómicos y su evolución histórica, aplicando el conocimiento adquirido para explicar fenómenos químicos y físicos, y relacionar estos modelos con la estructura y propiedades de los elementos en la tabla periódica

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Comprender la evolución histórica de los modelos atómicos y la estructura del átomo, identificando las principales teorías y descubrimientos que han contribuido al desarrollo de la química moderna.

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Esta estrategia combina diversos recursos digitales para facilitar la comprensión y el aprendizaje activo de los estudiantes sobre la estructura atómica y los modelos atómicos, utilizando vídeos, artículos, simulaciones, juegos y actividades de evaluación interactivos

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🔴 QUÉ es el ÁTOMO | Química | ESTRUCTURA ATÓMICA

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Teoría atómica de Dalton (artículo) | Khan Academy

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Los postulados de la teoría atómica de Dalton: ¿qué cosas seguimos usando hoy en día y qué hemos aprendido desde Dalton?

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Introducción al modelo mecánico cuántico del átomo: se piensa en los electrones como ondas de materia probabilística utilizando la longitud de onda de De Broglie, la ecuación de Schrödinger y el principio de incertidumbre de Heisenberg. Estudiamos el espín del electrón electrón y el experimento de Stern-Gerlach.

Puntos más importantes

Louis de Broglie propuso que todas las partículas podrían ser tratadas como ondas de materia con una longitud de onda , dada por la siguiente ecuación:

Erwin Schrödinger propuso el modelo mecánico cuántico del átomo, el cual trata a los electrones como ondas de materia.

Un orbital atómico está definido como la región dentro de un átomo que encierra donde posiblemente esté el electrón el 90% del tiempo.

El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que no podemos conocer tanto la energía como la posición de un electrón. Por lo tanto, a medida que sabemos con mayor precisión la posición del electrón, sabemos menos sobre su energía, y viceversa.

Los electrones tienen una propiedad intrínseca llamada espín, y un electrón puede tener uno de dos posibles valores de espín: espín arriba o espín abajo.

Cualesquiera dos electrones que ocupen el mismo orbital deben tener espines opuestos.

Introducción al modelo mecánico cuántico

"Debemos dejar en claro que cuando se trata de átomos, el lenguaje solo se puede usar como en la poesía." -Niels Bohr

La materia se comienza a comportar muy extraño a nivel subatómico. Algo de este comportamiento es tan contraintuitivo que solo podemos hablar de él con símbolos y metáforas, como en la poesía. Por ejemplo, ¿qué significa decir que un electrón se comporta como una partícula y como una onda? O que un electrón no existe en una posición en particular, sino que está disperso en todo el átomo?

Si estas preguntas te parecen extrañas, ¡es porque lo son! Pero resulta que tenemos buena compañía. El físico Niels Bohr también dijo, "cualquiera que no se sorprenda por la teoría cuántica, no la ha entendido". Así que si te sientes confundido cuando estés aprendiendo sobre la mecánica cuántica, acuérdate que los científicos que originalmente la desarrollaron estuvieron igual de confundidos.

Comenzaremos por repasar de manera breve el modelo de Bohr del hidrógeno, el primer modelo no clásico del átomo.

Repaso del modelo de Bohr del hidrógeno

Como hemos visto en un artículo previo sobre el modelo de Bohr, el espectro de emisión de diferentes elementos contiene líneas discretas. La siguiente imagen muestra la región visible del espectro de emisión del hidrógeno.

El espectro de emisión cuantizada le indicaba a Bohr que quizás los electrones podían solo existir dentro del átomo en ciertos radios y energías atómicas. Recuerda que cuantizado se refiere al hecho de que la energía solo se puede absorber y emitir en un rango de valores permitidos en lugar de cualquier valor. El siguiente diagrama del modelo de Bohr muestra que el electrón existe en un número finito de órbitas o capas permitidas alrededor del núcleo.

Mientras que algunos físicos inicialmente trataron de adaptar el modelo de Bohr para hacerlo útil para sistemas más complicados, al final concluyeron que era necesario un modelo completamente diferente.

El modelo mecánico cuántico del átomo

Ondas estacionarias

Un problema importante con el modelo de Bohr era que trataba electrones como partículas que existían en órbitas definidas con precisión. Con base en la idea de De Broglie de que las partículas podían mostrar comportamiento como de onda, el físico austriaco Erwin Schrödinger teorizó que el comportamiento de los electrones dentro de los átomos se podía explicar al tratarlos matemáticamente como ondas de materia. Este modelo, que es la base del entendimiento moderno del átomo, se conoce como el modelo mecánico cuántico o de las ondas mecánicas.

El hecho de que solo haya ciertos estados o energías permitidas que un electrón puede tener es similar a una onda estacionaria. Discutiremos de forma breve algunas propiedades de las ondas estacionarias para obtener una mejor idea de las ondas de materia electrónicas.

Probablemente ya estés familiarizado con las ondas estacionarias de los instrumentos musicales de cuerda. Por ejemplo, cuando se jala una cuerda en una guitarra, la cuerda vibra en la forma de una onda estacionaria como la que se muestra a continuación.

Observa que hay puntos de cero desplazamiento, o nodos, que ocurren a lo largo de la onda estacionaria. Los nodos están marcados con puntos rojos. Como la cuerda en la animación está fija en ambos extremos, esto lleva a la limitación de que solo ciertas longitudes de onda están permitidas para cualquier onda estacionaria. Como resultado, las vibraciones están cuantizadas.

La ecuación de Schrödinger

Podrías preguntar ¿cómo se relacionan las ondas estacionarias con los electrones?

En un nivel muy simple, podemos pensar en los electrones como ondas estacionarias de materia que tienen ciertas energías permitidas. Schrödinger formuló un modelo del átomo que suponía que los electrones podían ser tratados como ondas de materia. A pesar de que no veremos las matemáticas en este artículo, la forma básica de la ecuación de onda de Schrödinger es así:

se llama una función de onda; es conocido como el operador hamiltoniano; y es la energía de enlace del electrón. Resolver la ecuación de Schrödinger da varias funciones de onda como soluciones, cada una con un valor permitido para .

Interpretar exactamente lo que nos dicen las funciones de onda es un poco complicado. Debido al principio de incertidumbre de Heisenberg, es imposible saber tanto la posición como la energía de un electrón dado. Como se necesita conocer la energía de un electrón para predecir la reactividad química de un átomo, los químicos generalmente aceptan que solo podemos aproximar la ubicación del electrón.

¿Cómo hacen los químicos para aproximar la ubicación del electrón? Las funciones de onda que se obtienen de la ecuación de Schrödinger para un átomo específico también se llaman orbitales atómicos. Los químicos definen un orbital atómico como la región dentro de un átomo que envuelve donde es probable que se encuentre el electrón el 90% del tiempo. En la siguiente sección, discutiremos cómo se determinan las probabilidades electrónicas.

Orbitales y densidad de probabilidad

Afortunadamente, el cuadrado de una función de onda, , es un poco más útil. Esto es porque el cuadrado de una función de onda es proporcional a la probabilidad de encontrar un electrón en un volumen de espacio en particular dentro del átomo. La función a menudo se llama la densidad de probabilidad.

Observa que los orbitales 2s y 3s contienen nodos, es decir, regiones en las que el electrón tiene una probabilidad de 0% de ser encontrado. La existencia de nodos es análogo a las ondas estacionarias que discutimos en la sección anterior. Los colores alternantes en los orbitales 2s y 3s representan regiones del orbital con diferentes fases, lo cual es una consideración importante en el enlace químico.

La densidad superficial es la probabilidad de encontrar el electrón en una capa delgada de radio . Esto se llama una gráfica de probabilidad radial. A la izquierda está una gráfica de probabilidad radial para los orbitales 1s, 2s y 3s. Observa que a medida que el nivel de energía del orbital se incrementa de 1s a 2s a 3s, la probabilidad de encontrar un electrón más lejos del núcleo se incrementa también.

Espín del electrón: el experimento Stern-Gerlach

El último fenómeno cuántico que discutiremos es el del espín del electrón. En 1922, el físico alemán Otto Stern y Walther Gerlach hipotetizaron que los electrones se comportan como pequeñas barras magnéticas, cada una con un polo norte y sur. Para probar esta teoría, dispararon un haz de átomos de plata entre los polos de un magneto permanente con un polos fuertes norte y sur.

De acuerdo con la física clásica, la orientación de un dipolo en un campo magnético externo debería determinar la dirección en la que el haz se desvía. Como una barra magnética puede tener un rango de orientaciones relativas al campo magnético externo, ellos esperaban ver átomos siendo desviados en diferentes cantidades para dar una distribución de dispersión. En lugar de eso, Stern y Gerlach observaron que los átomos se dividían claramente entre los polos norte y sur. ¡Observa el siguiente video sorprendente para ver la hipótesis en acción!

Estos resultados experimentales revelaron que a diferencia de las barras magnéticas corrientes, los electrones solo podían mostrar dos orientaciones: con el campo magnético o contra él. Este fenómeno, en el que los electrones pueden existir en uno de solo dos estados magnéticos, ¡no se podía explicar usando física clásica! Los científicos se refirieron a esta propiedad de los electrones como el espín del electrón: cualquier electrón dado tiene espín arriba o espín abajo. A veces representamos el espín del electrón como flechas que apuntan hacia arriba, , o hacia abajo, .

Una consecuencia del espín del electrón es que un máximo de dos electrones puede ocupar cualquier orbital dado, y los dos electrones que ocupan el mismo orbital deben tener espín opuesto. Esto también se llama el principio de exclusión de Pauli.

Louis de Broglie propuso que todas las partículas podrían ser tratadas como ondas de materia con una longitud de onda , dada por la siguiente ecuación:

Erwin Schrödinger propuso el modelo mecánico cuántico del átomo, el cual trata a los electrones como ondas de materia.

Un orbital atómico está definido como la región dentro de un átomo que encierra donde posiblemente esté el electrón el 90% del tiempo.

El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que no podemos conocer tanto la energía como la posición de un electrón. Por lo tanto, a medida que sabemos con mayor precisión la posición del electrón, sabemos menos sobre su energía, y viceversa.

Los electrones tienen una propiedad intrínseca llamada espín, y un electrón puede tener uno de dos posibles valores de espín: espín arriba o espín abajo.

Cualesquiera dos electrones que ocupen el mismo orbital deben tener espines opuestos.

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El modelo mecánico cuántico del átomo (artículo) | Khan Academy

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Modelos atómicos  (Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y Chadwick)

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Construye un átomo con protones, neutrones y electrones, y ve cómo cambian el elemento, la carga y la masa. ¡Luego, juega para probar tus ideas!

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Recuerda que el número atómico de un elemento es el número de protones que hay en su núcleo.

Por ejemplo, el número atómico del magnesio es 12 es decir, que en el núcleo de un átomo de magnesio hay 12 protones.

Un átomo neutro tiene el mismo número de electrones y protones.
¿Cuántos electrones hay en un átomo neutro de magnesio?
Actividad 1

Selecciona el hidrógeno en la tabla.

1.- Basándote en su número atómico, ¿cuántos electrones tiene un átomo de hidrógeno neutro?

2.- El principio de Aufbau establece que los electrones ocupan el orbital de menor energía. Pulsa una vez en la casilla 1s para añadir un electrón y luego pulsa el botón Comprobar.
¿Cuál es la configuración electrónica del hidrógeno?
3.- Pulsa Siguiente para seleccionar el helio y añade otro electrón en el orbital 1s. Las flechitas representan el espín del electrón. ¿Qué observas en las flechitas?

El principio de exclusión de Pauli establece que los electrones que comparten un orbital tienen espines opuestos.

4.- Pulsa Siguiente y crea la configuración para el litio comprueba si es correcta y anótala en la tabla. A continuación haz lo mismo para el berilio y el boro.

5.- Ahora pulsa Siguiente para ir al carbono, añade un segundo electrón al primer orbital 2p y pulsa Comprobar.
¿Qué comentarios te hace el simulador?
6.- La regla de Hund establece que los electrones ocupan un orbital vacío mientras haya alguno disponible en ese subnivel. Reorganiza los electrones dentro del orbital 2p y pulsa Comprobar hasta que obtengas la configuración correcta.

7.- Ahora haz la configuración electrónica de los elementos que nos quedan para completar el segundo periodo colocando las flechitas en los orbitales y cuando acabes utiliza el simulador para comprobar:

Elemento

Configuración electrónica

N

O

F

Ne

8.- Los átomos son más estables cuando su capa más externa está llena. Cuando no es así tienden a ganar, perder o compartir electrones para conseguirlo y esto lo hacen reaccionando y formando enlaces químicos con otros átomos.

Según esto, ¿qué puedes decir sobre la reactividad del helio y del neón?

Actividad 2

A partir del argón ya no resulta tan fácil determinar la configuracion electrónica ya que es algo más difícil determinar el orden de llenado de los orbitales. Hay varias reglas que los científicos usan para determinar las configuraciones electrónicas de los átomos más grandes.

1.- Escribe en el simulador la configuración electrónica correcta para el argón y pulsa en Siguiente para ir al potasio (K). A continuación pulsa una vez en el primer orbital 3d y luego pulsa en Comprobar.
¿Qué comentarios hace el simulador?
2.- Resulta que el subnivel 4s tiene menos energía que el 3d y por ello que se llena antes. Quita el electrón del orbital 3d, colócalo en el orbital 4s y pulsa Comprobar.

(Por comodidad, a partir del potasio solamente se muestran los electrones de la capa más externa en el Modelo de Bohr ).
¿Cuál es la configuración correcta para el K?
3.- Pulsa en Siguiente, añade un electrón y comprueba la configuración para el Ca.

¿Cuál es la configuración electrónica del calcio?

4.- Pulsa de nuevo en Siguiente y añade un electrón probando en diferentes orbitales hasta que encuentres la configuración correcta del escandio.
¿Qué configuración tiene el escandio?
5.- El Escandio es el primer elemento que tiene electrones en un orbital d. Observa que hay 5 tipos de orbitales d y que en cada uno de ellos caben dos electrones, por lo que en un nivel d caben un total de 10 electrones.

6.- Ahora ve a la pestaña tabla periódica y observa la familia de los metales de transición.
¿Por qué crees que esta sección consta de diez columnas?
7.- Accede a este enlace para ver una animación con el orden de llenado de los orbitales con la ayuda del diagrama de Moeller y responde a las siguientes preguntas:

¿Qué subnivel se llena después del 4p?
¿Y después del 6s?
¿Y tras el 5d?

8.- Para seguir practicando escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos y comprueba tu trabajo con el simulador.

9.- Selecciona de nuevo la pestaña de la tabla periódica y observa los lantánidos y los actínidos.
¿Cuántos elementos se encuentran en la serie de los lantánidos? ¿Qué orbitales llenarán los lantánidos? ¿Qué orbitales llenarán los actínidos?
10.- Escribe unas líneas explicando la relación entre la forma de la tabla periódica con la configuración electrónica de los elementos.

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Pulsa en la tabla para seleccionar un elemento y ve a la pestaña "configuración electrónica" para escribir su configuración. Visualizar en tablet o en ordenador.