Estructura electrónica e interacción con la radiación electromagnética
En la noche de Año Nuevo, los fuegos artificiales pintan el cielo de Bogotá de rojo, verde, azul o amarillo. ¿Por qué cada sal da su propio color y nunca otro? La respuesta está en cómo se acomodan los electrones dentro del átomo, y de ahí sale también la forma de la tabla periódica.
Espectros atómicos: la huella de cada elemento
Si la luz de un bombillo de filamento pasa por un prisma, se ve un arcoíris continuo. Si pasa la luz de un tubo de hidrógeno, solo se ven unas pocas líneas de colores sobre fondo negro. ¿Por qué un gas no emite todos los colores?
Que cada elemento tenga siempre su mismo patrón de líneas significa que sus electrones solo pueden ocupar ciertos niveles de energía fijos. Es una huella dactilar atómica: así se sabe de qué está hecha una estrella sin traer una muestra.
Dos consecuencias importantes. Primero, un elemento absorbe justo las mismas longitudes de onda que es capaz de emitir, porque los saltos posibles son los mismos (subir o bajar). Segundo, por eso los espectros de absorción de las estrellas, con líneas oscuras, revelan su composición.
Un ejemplo cotidiano: las farolas de vapor de sodio de algunas vías y túneles dan luz casi de un solo color (amarillo), porque el sodio solo emite unas pocas líneas. Bajo esa luz los carros pierden su color: no hay otras longitudes de onda que puedan reflejar.
Al pasar la luz de una lámpara de descarga de hidrógeno por un prisma se obtienen unas pocas líneas de colores sobre fondo negro, mientras que la luz de un bombillo de…
Al pasar la luz de una lámpara de descarga de hidrógeno por un prisma se obtienen unas pocas líneas de colores sobre fondo negro, mientras que la luz de un bombillo de filamento se descompone en un arcoíris continuo. La figura compara los dos espectros:
- a) ¿Qué diferencia hay entre un espectro continuo y un espectro de líneas?
- b) ¿Cuál de los dos es un espectro de emisión atómica? ¿Qué información da sobre el elemento que lo produce?
Los electrones de un átomo solo pueden ocupar ciertos niveles de energía, distintos en cada elemento, como ilustra la figura: Explica, a partir de esa idea: a) Por qué…
Los electrones de un átomo solo pueden ocupar ciertos niveles de energía, distintos en cada elemento, como ilustra la figura:
Explica, a partir de esa idea:
- a) Por qué cada elemento emite luz de unos colores característicos y no de otros.
- b) Por qué el conjunto de esas líneas sirve para identificar un elemento, igual que una huella dactilar identifica a una persona.
Los fuegos artificiales llevan sales de estroncio (luz roja), de bario (luz verde) y de sodio (luz amarilla). a) ¿Qué les ocurre a los electrones de esos átomos cuando…
Los fuegos artificiales llevan sales de estroncio (luz roja), de bario (luz verde) y de sodio (luz amarilla).
- a) ¿Qué les ocurre a los electrones de esos átomos cuando la combustión de la pólvora calienta las sales?
- b) ¿De dónde sale la luz de color que vemos? Explica el proceso completo con la idea de saltos entre niveles de energía.
Ampliación: la energía de un fotón
En el interactivo $\lambda$ y la frecuencia se mueven por separado, pero en la luz están atadas: su producto siempre es $c$. Si acortas $\lambda$ a la mitad, la frecuencia se duplica. Por eso un fotón ultravioleta ($\lambda$ corta) es más energético que uno de luz roja ($\lambda$ larga).
Muchas farolas antiguas usaban lámparas de vapor de sodio, que dan una luz amarilla muy intensa. a) ¿Por qué su luz es prácticamente de un solo color, a diferencia de la…
Muchas farolas antiguas usaban lámparas de vapor de sodio, que dan una luz amarilla muy intensa.
- a) ¿Por qué su luz es prácticamente de un solo color, a diferencia de la luz blanca de un bombillo de filamento?
- b) Una de esas farolas ilumina una carretera y todo se ve en tonos amarillos y grises: razona, con la idea de espectro de líneas, por qué los colores de los carros se distinguen peor que con luz blanca.
En $1814$, Joseph Fraunhofer observó que el espectro del Sol está cruzado por centenares de líneas oscuras: aparecen exactamente en las mismas longitudes de onda que los…
En $1814$, Joseph Fraunhofer observó que el espectro del Sol está cruzado por centenares de líneas oscuras: aparecen exactamente en las mismas longitudes de onda que los elementos emiten en el laboratorio, pero en absorción, porque los gases de la atmósfera solar absorben esa luz. La figura compara los dos espectros:
- a) Explica, con la idea de niveles de energía, por qué un elemento absorbe exactamente las mismas longitudes de onda que es capaz de emitir.
- b) Dos de las líneas oscuras del Sol coinciden con el doblete amarillo del sodio: ¿qué conclusión permite sacar sobre la atmósfera solar?
- c) Razona cómo es posible conocer la composición química de una estrella lejana sin traer jamás una muestra de ella.
Un resaltador fluorescente brilla intensamente bajo la luz ultravioleta de una discoteca: sus moléculas absorben fotones UV invisibles y emiten luz visible de colores…
Un resaltador fluorescente brilla intensamente bajo la luz ultravioleta de una discoteca: sus moléculas absorben fotones UV invisibles y emiten luz visible de colores vivos.
- a) ¿Qué fotón es más energético, el absorbido (UV) o el emitido (visible)? Justifícalo con $E = \frac{h\cdot c}{\lambda}$.
- b) Propón una explicación con la idea de saltos entre niveles: el electrón sube de un solo salto, pero baja en dos saltos más pequeños perdiendo energía por el camino.
- c) ¿Podría un material emitir luz azul cuando se ilumina con luz roja? Razona la respuesta en términos energéticos.
Del átomo de Bohr al modelo cuántico
Los modelos del átomo (Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y el cuántico) cambian con el tiempo porque aparecen datos nuevos que los anteriores no explican. El modelo de Bohr, con electrones en órbitas circulares, explica bien el hidrógeno, pero falla con átomos de más electrones. De Broglie propuso que el electrón también se comporta como onda, y Heisenberg mostró que no se pueden conocer a la vez su posición exacta y su velocidad. Por eso el modelo cuántico lo sustituye por orbitales: regiones donde es muy probable encontrar al electrón.
Lo que necesitas de este modelo para la configuración electrónica es cuántos electrones caben en cada subnivel.
Un electrón de un átomo está en el nivel $n = 1$. a) ¿Qué tiene que ocurrir para que pase al nivel $n = 3$? ¿Absorbe o cede energía el átomo en ese proceso? b) Cuando el…
Un electrón de un átomo está en el nivel $n = 1$.
- a) ¿Qué tiene que ocurrir para que pase al nivel $n = 3$? ¿Absorbe o cede energía el átomo en ese proceso?
- b) Cuando el electrón vuelve a bajar al nivel $n = 1$, ¿qué emite el átomo? Dibuja en tu cuaderno los dos procesos con flechas entre los niveles.
Puedes hacerlo en una hoja y enviar una foto con tu respuesta.
Configuración electrónica
Los electrones se distribuyen por niveles: en los primeros elementos llenan K (2), L (8), M (8) y N (2). Por ejemplo, el sodio es 2-8-1 y el calcio 2-8-8-2. El número de niveles ocupados da el periodo y los electrones del último nivel dan el grupo. Ahora lo afinamos con subniveles.
Según el principio de construcción (Aufbau), los electrones ocupan primero los subniveles de menor energía. El orden sale de la regla de las diagonales (diagrama de Moeller): $1s,\ 2s,\ 2p,\ 3s,\ 3p,\ 4s,\ 3d,\ 4p,\ 5s\dots$, cada uno hasta su capacidad. El $4s$ tiene menos energía que el $3d$, así que se llena antes. La configuración abreviada reemplaza el inicio por el gas noble anterior entre corchetes. Por ejemplo, el hierro ($Z=26$) es $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6$, que se abrevia $[\text{Ar}]\ 4s^2\ 3d^6$.
El período es el número del último nivel ocupado, y los electrones de valencia (los del último nivel) fijan el grupo. Por ejemplo, $3s^2 3p^4$ tiene 6 electrones de valencia y está en el período 3: es el azufre. Como tiene 6 electrones de valencia, está en el grupo VIA (16).
Iones: parecerse al gas noble más cercano
Un átomo puede ganar o perder electrones hasta quedar con la distribución del gas noble más cercano, que es muy estable (8 electrones en el último nivel). Los elementos con pocos electrones de valencia tienden a perderlos y forman cationes. Los que tienen casi completo el último nivel tienden a ganar y forman aniones.
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El Na ($1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$) pierde su único electrón de valencia y forma $\text{Na}^+$: $1s^2 2s^2 2p^6$, igual que el neón.
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El Cl ($[\text{Ne}]\ 3s^2 3p^5$) gana un electrón y forma $\text{Cl}^-$: $[\text{Ne}]\ 3s^2 3p^6$, igual que el argón.
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Regla práctica: con 1, 2 o 3 electrones de valencia el átomo suele perderlos (cargas $1+$, $2+$, $3+$); con 7 o 6 suele ganar 1 o 2 (cargas $1-$, $2-$).
Las especies con el mismo número de electrones se llaman isoelectrónicas: Ar, $\text{K}^+$ y $\text{Ca}^{2+}$ tienen 18 electrones.
Excepciones: subniveles semillenos y llenos
La regla de las diagonales acierta casi siempre, pero algunos elementos de transición «hacen trampa»: un electrón del $4s$ pasa al $3d$ para dejarlo semilleno ($d^5$) o lleno ($d^{10}$), disposiciones especialmente estables.
Vuelve al principio: el color de cada sal de los fuegos artificiales es la huella de sus saltos entre niveles de energía: al calentarse, los electrones suben y, al regresar, emiten fotones de energías propias de cada elemento. Y las capacidades de los subniveles ($2$, $6$, $10$, $14$) están detrás de la forma de la tabla, con sus bloques A y B.