5.1: Preludio a la estructura electrónica

Una vez que los científicos habían aceptado la idea de que los electrones eran constituyentes de toda la materia, comenzaron a desarrollarse teorías que intentaban explicar exactamente cómo se incorporaban los electrones en la estructura del átomo. Esto fue especialmente cierto después de que Rutherford descubriera que la mayor parte del volumen de un átomo estaba ocupado por electrones. Tanto los químicos como los físicos se interesaron por la estructura electrónica de los átomos, los químicos porque querían explicar la valencia y la vinculación, y los físicos porque querían explicar los espectros de los átomos, la luz emitida cuando los átomos gaseosos se elevaban a un alto temperatura o bombardeado por electrones. Exploraremos su trabajo en un capítulo posterior.

Electrones y Luz

Una vez que nos damos cuenta de que no habría luz, ni colores, ni visión, sin el patrón de comportamiento exhibido por los electrones restringidos a los núcleos de los átomos, entender la estructura electrónica se vuelve mucho más interesante. Posteriormente veremos cómo los físicos y fisicoquímicos desarrollaron teorías para explicar los espectros que se observaron cuando los átomos convierten la energía eléctrica, térmica y química en calor.

La luz del sol, cuando pasa a través de un prisma (o a través de las gotas de agua de un arco iris), produce un espectro visible continuo, donde se representan todas las longitudes de onda:

Figura\(\PageIndex{1}\) Un arco iris muestra todo el espectro visible, de púrpura a rojo.

Pero cuando las colecciones de átomos individuales (en fase gaseosa) absorben energía, emiten energía como luz con solo ciertas longitudes de onda, en un espectro lineal, como las mostradas por hidrógeno excitado eléctricamente o gas neón, o por sales de potasio o bario en una llama:

Presencia de cuatro líneas verticales. Dos están localizados cerca de 400 nanómetros, uno está a unos 500 nanómetros y el final es de aproximadamente 680 nanómetros.

Figura\(\PageIndex{2}\) Simulación de un espectro de emisión de hidrógeno

 

Presencia de muchas líneas verticales. Tres se localizan cerca de 400 nanómetros, ocho se localizan entre 450 nanómetros y 500 nanómetros, siete se localizan entre 500 y 600 nanómetros. Significativamente hay muchas más líneas presentes entre 600 y 700 nanómetros.

Figura\(\PageIndex{3}\) Simulación de un espectro de emisión de neón

Presencia de muchas líneas verticales. Cinco se localizan entre 400 nanómetros y 500 nanómetros. Uno está a unos 500 nanómetros. Tres están a aproximadamente 520 nanómetros. Tres se localizan a unos 610 nanómetros. Cuatro están a aproximadamente 640 nanómetros.

Figura\(\PageIndex{4}\) Simulación de un espectro de llama de potasio

Presencia de muchas líneas verticales. Cuatro se localizan entre 500 y 600 nanómetros. Ocho se localizan entre 600 y 700 nanómetros.

Figura\(\PageIndex{5}\) Simulación de un espectro de llama de bario

Estos espectros de emisión presentaban un rompecabezas: ¿por qué los electrones, que habían absorbido energía para aumentar su separación del núcleo, emitían energía como luz de solo ciertas longitudes de onda? El físico danés Niels Bohr (1885 a 1962) propuso la primera teoría capaz de explicar este fenómeno, en términos de electrones con propiedades onduladas.

Electrones y Propiedades Químicas

Sorprendentemente, la misma teoría de la estructura electrónica que explicó los espectros de emisión también explicó las propiedades químicas de los elementos y la unión. El principal contribuidor de este desarrollo, que ocurrió principalmente durante los 15 años comprendidos entre 1910 y 1925, fue el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis (1875 a 1946).

Ideas sobre las estructuras electrónicas de los átomos desarrolladas durante la primera mitad del siglo XX. La repetición periódica de las propiedades químicas descubiertas por Mendeleev llevó a G. N. Lewis a la conclusión de que los átomos deben tener una estructura de concha. Esto fue confirmado por la mecánica de olas. Solo ciertos patrones de onda específicos son posibles para un electrón en un átomo, y estas nubes de electrones están dispuestas en conchas concéntricas.

La energía de cada electrón en un átomo depende de cuán fuertemente el electrón es atraído por la carga positiva en el núcleo y de cuánto es repelido por otros electrones. Si bien a cada electrón no se le puede asignar una trayectoria u órbita precisa en un átomo, su patrón de onda nos permite determinar la probabilidad de que esté en una determinada ubicación. De esto se puede obtener la energía de cada electrón y el orden de llenado de orbitales. Así podemos determinar la configuración electrónica para un átomo de cualquier elemento. Dichas configuraciones de electrones se correlacionan con la tabla periódica.

Debido a que los electrones en los orbitales internos filtran los electrones externos de la carga nuclear, la cuarta y más alta conchas comienzan a llenarse antes de que se ocupen d (y a veces f) subcáscaras en conchas anteriores. Esta superposición en energías de conchas explica por qué las ideas de Lewis son menos útiles para los elementos de la cuarta y subsiguientes filas de la tabla periódica. También explica la variación constante en las propiedades de los metales de transición a lo largo de la tabla, y las características casi idénticas de los elementos de transición internos en oposición a las grandes diferencias de un grupo de elementos representativos al siguiente.

Aunque alguna complicación añadida surge del cuadro ondas-mecánico, sí confirma el postulado básico de Lewis de que los electrones de valencia determinan las propiedades químicas e influyen en la unión de un átomo a otro. En otras páginas verás cómo el reordenamiento de los electrones de valencia puede mantener unidos los átomos, y cómo diferentes tipos de enlaces dan como resultado diferentes propiedades macroscópicas.