El Cedazo

Bien, vamos a empezar con esta serie, [Química Orgánica]. Aunque éste es el primer artículo, lo enlazo con la presentación por si no la habéis leído, para que sepáis de qué va la serie, sus objetivos y cómo tengo pensado estructurarla.

Para empezar, vamos a introducir los modelos atómicos junto con algunas cosillas que creo que son necesarias (o por lo menos interesantes) para que tengáis una base más o menos sólida para poder entender el enlace químico entre átomos.

En este artículo vamos a hablar un poquito (y muy por encima) de los modelos atómicos principales, desde el modelo atómico de Dalton hasta el de Bohr (los más avanzados como el de Schrödinger no los vamos a necesitar, pero si quieren profundizar más en el tema, A. Giron habla sobre esto aquí.

Modelo atómico de Dalton:

El modelo atómico de Dalton es el primer modelo atómico de la historia, formulado en 1808 por John Dalton. Este modelo se puede resumir en los siguientes principios:

• Todos los elementos están formados por átomos muy pequeños; estos son indivisibles e indestructibles.
• Todos los átomos de un elemento son iguales (tanto en masa como en otras propiedades) y son diferentes a cualquier átomo de cualquier otro elemento.
• Un compuesto está formado por átomos de compuesto, todos iguales entre ellos. Cada átomo de compuesto está formado por átomos de diferentes elementos que se combinan en una relación de números enteros simples.

Modelo atómico de Thomson:

El descubrimiento del electrón por parte de Joseph John Thomson gracias a los rayos catódicos hizo que los científicos propusieran que el átomo estaba formado por una parte positiva y otra negativa, y que Thomson propusiera su modelo. Este modelo recibe también el nombre de “el pudin de pasas” por su similitud.

Modelo atómico de Thomson: “pudin de pasas” (imágenes extraídas de socratic.org y quimica4atomos.blogspot.com.es)

Básicamente incorpora la idea de que el átomo es una especia de “esfera con carga positiva” con los electrones –que, recordemos, tienen carga negativa- incrustados.

Modelo atómico de Rutherford:

Este modelo fue propuesto por Ernest Rutherford. Rutherford hizo muchos experimentos con sustancias radioactivas (como sabréis si habéis sido curiosos y habéis mirado el enlace, le dieron el premio Nobel de Química de 1908 justamente por esto).

El que nos interesa es una experiencia que hizo el 1911 junto con Hans Geiger y Ernst Marden para verificar la teoría de Thomson. Esa experiencia era la siguiente:

En el interior de un bloque de plomo se hace una cavidad con una salida al exterior, ahí dentro se coloca el material radioactivo que producirá partículas α (por ejemplo uranio), y todos los rayos que no tengan la dirección del orificio serán absorbidos por el plomo. A cierta distancia se coloca una lámina de oro (situada de modo que los rayos que consigan salir impacten sobre ella) y, rodeando la lámina, se coloca una película fotográfica (para saber la trayectoria que seguían las partículas después de topar con la lámina).

Después de realizar la experiencia, Rutherford y sus colaboradores obtuvieron los resultados siguientes:

• La mayoría de partículas α atraviesan la lámina sin desviarse.
• Una pequeña proporción de las partículas se desvían un poco de la trayectoria predicha.
• Aproximadamente una de cada 10 000 partículas rebota cuando llega a la lámina y vuelve hacia atrás.

Experiencia de la lámina de oro (imagen extraída del blog de HoBNiel)

Con esas conclusiones llegaron a la conclusión de que el modelo de Thomson no era válido, y Rutherford intentó entonces explicar el porqué de ese experimento. El resultado fue, evidentemente, el modelo que lleva su nombre.

La primera conclusión a la que llegó Rutherford fue que el átomo tenía que estar prácticamente vacío, así que propuso que el átomo estaba formado por un núcleo y una corteza. El núcleo es donde se concentra casi toda la masa del átomo y tiene carga positiva, mientras que la corteza es un espacio inmenso, donde se encuentran los electrones y, por lo tanto, la carga negativa.

Pero no contento con eso, hizo algo más. Rutherford (utilizando los ángulos de desviación de las partículas y el porcentaje de ellas) calculó la carga y la distancia de diferentes núcleos. Rutherford vio que el radio del núcleo es aproximadamente de 10^-14m y que el átomo tiene un radio de 10^-10m. ¡El núcleo es 10 000 veces más pequeño que el átomo!

Aunque os pueda parecer un poco estúpido, se puede comparar un átomo con el sistema solar, con el Sol en el centro y los planetas describiendo órbitas a su alrededor.

Como podéis ver, este modelo es el que se usa para dibujar los átomos y el que mucha gente cree que es el correcto (pues si se compara con la diferencia entre el modelo de Thomson y éste, se puede decir que el actual no ha cambiado prácticamente nada).

El problema de esto es que, como muchos ya sabréis, porque se ha dicho en muchos sitios, si este modelo fuese el verdadero los átomos no podrían existir. Así que vamos a entrar en el último modelo del que hablaremos aquí, y el más interesante para nosotros ya que hay algunos conceptos que debemos entender y recordar para seguir avanzando.

El modelo atómico de Bohr:

Nuestro último modelo ya ha sido explicado por Pedro en la serie cuántica sin fórmulas, pero prefiero volver a explicarlo aquí porque puede que esto os quede ya muy lejos y no lo recordéis exactamente.

En 1913 el físico Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico ya que, como he dicho antes, el modelo de Rutherford no explicaba la existencia misma del átomo. Bohr logró unir ese modelo (como veremos, el modelo de Bohr y Rutherford no son tan diferentes) a un nueva rama de la física, aún en pañales por entonces, la física cuántica. No voy a dedicar mucho espacio a explicar eso, si queréis podéis acudir al artículo de Pedro que he puesto antes, pero, para los que no queráis mirarlo (voy a intentar que se pueda seguir estos artículos sin tener que leerte los que han escrito otros) lo que hizo Bohr fue tener en cuenta que la energía esta cuantizada. Al igual que no puedes partir un trozo de madera infinitas veces, ya que en algún momento dado solo tendrás átomos que no puedes partir, a la energía le pasa lo mismo: no puedes emitir una energía infinitesimal. Hay un valor mínimo de energía, y cualquier energía que tú puedas emitir será siempre un múltiplo de ese valor mínimo.^[1]  Es lo que se llama escalón o nivel de energía.

Ese mínimo de energía, por cierto, aunque ahora no nos importe demasiado, es de 6,626 · 10^-34 J, y éste es el motivo por el que los átomos puedan existir. A diferencia de Rutherford, Bohr ya no considera el átomo como un núcleo rodeado de electrones a cualquier distancia, sino que los electrones ahora tienen una energía determinada, lo que los hace estar en una órbita circular estable alrededor del átomo. Ya no pueden perder parte de esa energía y “acercarse un poco más” al átomo: ahora, o pierden/ganan 6,626·10^-34 J (con lo que “saltan” de una órbita a otra) o se quedan dónde están con la misma energía (un electrón no puede tener una energía intermedia).

Órbitas de Bohr (de Escuelapedia)

En resumen, el modelo atómico de Bohr dice lo siguiente:

• Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares.
• Cada órbita representa un nivel de energía, y todos los electrones que están en ese nivel tienen esa misma energía.

Bien, ahora que sabemos cómo es un átomo en realidad (más o menos, ya que nos quedan algunos modelos más que no voy a explicar aquí, y además nada nos garantiza que nuestros modelos actuales no deban ser refinados en elfuturo), vamos a lo que en realidad nos interesa. Hemos dicho que hay diferentes niveles de energía, cada uno representado por una órbita alrededor del núcleo de un átomo.  Ahora puede que os hagáis dos preguntas:

1. ¿Puede haber más de un electrón en una misma órbita?
2. En caso afirmativo, ¿puede haber infinitos electrones en cada órbita o hay un número máximo?

Bien, pues la respuesta a la primera pregunta es que sí, puede darse el caso de que haya más de un electrón en una órbita (de hecho, excepto en el caso del hidrogeno que sólo tiene un electrón, cualquier átomo en estado fundamental –el estado de mínima energía- va a tener más de un electrón en alguna órbita).

La segunda es también muy fácil de responder aunque bastante más difícil de demostrar, pero vamos a hacer un esfuerzo. Como hemos dicho, hay diferentes órbitas, muchas veces son representadas con la letra n. Por ejemplo cuando digo que un electrón se encuentra en n=1 estoy diciendo que se encuentra en la órbita más cercana al núcleo y, por lo tanto, la de menos energía, pero también puedo decir que un electrón se encuentra en n=2, n=3, etc…

Bien, pues ese número de n (1, 2, 3…) es el primer número cuántico (n). Los número cuánticos sirven para “identificar” a los electrones, así pues el electrón (1) será el que se encuentre en n=1, el electrón (2) el que se encuentre en n=2 y el electrón (3) estará en n=3. Por ahora sólo puede haber un electrón en cada órbita, pues según un principio llamado principio de exclusión de Pauli, dos electrones no pueden tener los mismos números cuánticos.

Más tarde se descubrió que dentro de cada nivel había algo que hacía que los electrones se comportaran de forma distinta entre ellos, lo que acabó siendo el segundo número cuántico (l), que puede tener el valor entre 0 y n-1 (siempre números naturales) y, al igual que n es el nivel, l es el subnivel. Así ya podemos localizar más electrones en cada nivel, y tenemos los siguientes el electrones (los voy a poner en una tabla para que se vean mejor)

Como veis, centrándonos solamente en los tres primeros niveles, hemos pasado de poder tener sólo 3 electrones a tener 6, pero eso no es todo, pues poco más tarde Pieter Zeeman -que ganó el Premio Nobel de la Física de 1902, junto a Hendrik Antoon Lorentz, justo por esto- descubrió nuevas diferencias entre electrones de el mismo subnivel, con lo que estableció un tercer número cuántico (m), que toma valores de –l hasta +l, y es llamado orbital. Teniendo así aún más electrones posibles, los orbitales se pueden clasificar también según su segundo número cuántico. Así, los que tienen l=0 se llaman orbitales s, los que tienen l=1 se llaman p y los que tienen l=2, d.

Como hemos visto, de los posibles electrones que teníamos con dos números cuánticos, ahora tenemos 14, pero eso no es todo, ya que cierto tiempo después se añadió el cuarto número atómico (s), el espín. El espín puede tener valores de +1/2 o -1/2, determinando su sentido de giro (sí, aparte de girar sobre un núcleo, los electrones giran sobre sí mismos… ahora mi comparación del átomo con el sistema solar ya no os parece tan estúpida, ¿verdad?). Voy a permitirme el lujo de no hacer otra tabla, simplemente todos y cada uno de los electrones anteriores da paso a dos diferentes. Por ejemplo, en el primer nivel ahora tenemos 2 electrones (1, 0, 0, +1/2) y (1, 0, 0, -1/2) y así en todos. Bien, pues con esto ya puedes responder bien la pregunta que te has hecho antes, que, si no la recuerdas, era ¿puede haber infinitos electrones en cada órbita o hay un número máximo?

Hay un número máximo, y como puedes ver el número de electrones varía según el nivel en el que se encuentra, teniendo así 2 e^- para n=1, 8 para n=2 y 18 para n=3 (si no quieres pararte a pensar todos los posibles electrones puedes calcular el número de electrones de esta manera: N=2n²).

De hecho, aunque penséis que seguís en el modelo atómico de Bohr, hace tiempo que lo habéis abandonado, y, aunque no he explicado ningún modelo en concreto, he ido introduciendo las consecuencias de otros modelos, como por ejemplo el número l de Sommerfield o el concepto de orbital de Schrödinger.

Además hago una aclaración. El modelo de Rutherford no funcionaba porque los electrones caían hacia el núcleo, y eso implica una cosa que puede que os hayáis preguntado: si un electrón esta en n=2 pero tiene un sitio libre en n=1, este hará un salto y se colocará en ese nivel (aunque no siempre, como veremos luego), por lo que siempre tendremos los electrones lo más cerca posible del núcleo.

Electrones de valencia

Los electrones de la última capa suelen llamarse electrones de valencia. Normalmente esos son los electrones del último nivel de energía, pero no siempre es así. Dentro de cada nivel de energía cada orbital tiene energías diferentes, con lo que un electrón en n=2 siempre intentará situarse en el orbital s, y si está lleno en el orbital p, después en el d o en el f (hay más orbitales teóricos, pero no existe en la naturaleza ningún átomo con electrones tan lejos, así que los omitimos). El problema está en que a veces un orbital de un cierto nivel tiene más energía que un orbital del nivel superior, por lo tanto el electrón se sitúa en el nivel superior dejando vacío parte del nivel inferior.

Nota: Hablo de “el electrón intenta, se sitúa etc…”. Como habréis supuesto un electrón no tiene voluntad propia, pero los electrones siempre que pueden emitir energía en forma de fotones lo hacen (y ésa es la razón por la que el modelo de Rutherford no funcionaba), entonces, como al emitir un fotón emiten energía, siempre terminarán en el sitio donde se les permita estar con la mínima energía posible.

Diagrama de Moeller (extraído del blog  eli-estrelladelmar.blogspot.com.es)

Antes de aprender a localizar los electrones de valencia, aprendamos lo que se conoce como configuración electrónica, ya que a partir de ésta es muy fácil localizar los electrones de valencia. Para saber qué orbital ocupará un electrón se usa muchas veces el Diagrama de Moeller (aunque no siempre se cumple), así pues tenemos que el primer electrón irá en el orbital 1s (indica que esta en el orbital s del nivel 1), el siguiente irá otra vez en 1s (recordemos que en el primer nivel hay solamente un orbital, pero que puede haber dos electrones, con espines diferentes), y así seguiremos avanzando 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s… (en negrita los orbitales que se llenan antes de terminar el nivel anterior).

Se puede identificar a un átomo por la configuración electrónica de sus electrones, así pues el 1s¹ –el superíndice indica el número de electrones que hay en el orbital- será el hidrógeno (H), el 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ será el fósforo (P) (ya que 2+2+6+2+3=15, que es precisamente el número atómico de ese elemento) y el 1s² 2s² 2p² será el Carbono (C).

Hay algunos elementos especiales, los gases nobles, el He (1s²), Ne (1s² 2s² 2p⁶), Ar (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶), etc… Esos tienen todos los orbitales p completos (con sus 6 electrones) así que para simplificar las configuraciones se suelen utilizar éstos. Por ejemplo, vamos a escribir la configuración del Francio (Z=87):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s¹

Y comparémosla con la del Radón (gas noble) (Z=86):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶

Como podéis ver solo hay una diferencia, y es que el Francio tiene un electrón más y ocupa el orbitar 7s¹, por lo tanto podemos escribir la configuración del Francio como [Rn] 7s¹.

Bien, cuando tenemos la configuración de un átomo es muy fácil identificar sus electrones de valencia. Éstos son los que tienen más energía (en la configuración electrónica están ordenados de menor a mayor energía), así que a partir de cierto orbital, todo lo que esté a su derecha serán electrones de valencia, pero ¿cómo definir donde empiezan éstos? Cómo he dicho los electrones de valencia son los del último nivel de energía, por lo tanto, como el primer orbital de un nivel siempre será el ns¹ (donde n es el nivel de energía) éste es el primer electrón de valencia que hay.

Por ejemplo, en el caso del H (1s¹) su electrón de valencia es el [1s], en el caso del He (1s²) sus electrones son [1s²], en el Ne (1s² 2s² 2p⁶), en el C (1s² 2s² 2p²) y en el Fr (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s¹).((aquí tenemos toda la configuración electrónica, y, en negrita, los electrones de valencia))

De hecho, lo que hemos hecho antes con el Francio, es escribir el gas noble con número atómico más alto (sin superar el del nuestro elemento) y después escribir los electrones de valencia de este elemento.

Esos electrones son los que dan las características a cada elemento, por eso se ordenan por grupos: todos los átomos de cada grupo tiene los mismos electrones de valencia y, por lo tanto, características parecidas.

Después de un artículo muchísimo más largo de lo que había pensado creo que sabéis lo suficiente de un átomo como para entender el siguiente artículo (espero que sea mucho más corto que éste) donde hablaremos sobre los tipos de enlace que pueden formar dos átomos al unirse.

Ahora algo más difícil: yo os digo el átomo y es cosa vuestra encontrar la configuración y sus electrones de valencia:

1. Como todas las analogías, esta es incorrecta si la miras con demasiado detalle, pero si eres capaz de eso es que este no es el tipo de artículo que deberías estar leyendo. [↩]
2. Los electrones están numerados sin ningún criterio, solo para diferenciarlos sin tener que comparar sus números cuánticos. [↩]

The [Química Orgánica] Introducción 1-Modelos atómicos by Roger Balsach, unless otherwise expressly stated, is licensed under a Creative Commons Attribution-Noncommercial-No Derivative Works 2.5 Spain License.