campo eléctrico y propiedades eléctricas de la materia - Novella

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“libro_ffi” — 2008/8/5 — 9:06 — page 8 — #24 8 FUNDAMENTOS FÍSICOS DE LA INGENIERÍA aportaciones de este modelo fueron fundamentalmente dos, siendo la primera de ellas la existencia de órbitas en las que el electrón no emitía energía electromagnética. Por otro lado, postulaba que los niveles energéticos permitidos para un electrón estaban cuantizados en múltiplos enteros de la constante de Planck, por lo que un electrón, al cambiar de órbita, emitía o absorbía cantidades fijas de energía. Esto supuso la segunda aportación del modelo Bohr, pues así se justificaban los espectros discretos de radiación y absorción que se producen en los gases como consecuencia de saltos de sus electrones entre distintas órbitas. Con su modelo, Bohr caracterizó los niveles cuánticos del átomo de hidrógeno, encontrándose una correcta correspondencia con los espectros de radiación observados en el laboratorio para ese gas. Sin embargo, al intentar trasladar el modelo a otros elementos, se encontró con que los espectros mostraban niveles de energía distintos en electrones que pertenecían a los mismos niveles energéticos conocidos. La solución a este problema la aportaron Arnold Sommerfeld y Wolfgang Pauli, entre 1920 y 1925, concluyendo que dentro de un mismo nivel podían existir dos o más subniveles. Tabla 1.1: Tabla periódica de los elementos. Grupo Período ↓ I II III IV V VI VII Gases nobles 1 2 1 H He 3 4 5 6 7 8 9 10 2 Li Be B C N O F Ne 11 12 13 14 15 16 17 18 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 55 56 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 6 Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 87 88 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 7 Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg (*) Lantánidos (**) Actínidos 57 La 89 La 58 Ce 90 Th 59 Pr 91 Pa 60 Nd 92 U 61 Pm 93 Np 62 Sm 94 Pu 63 Eu 95 Am Según la mecánica cuántica, los electrones de un átomo pueden presentar un conjunto de estados discretos. Éstos vienen determinados por cuatro números cuánticos que representan analíticamente un modelo atómico tridimensional. Para un electrón en órbita, los números cuánticos son n, l, m y s. El número cuántico principal es n y especifica la capa de un electrón. El número cuántico del momento angular u orbital es l y representa la magnitud del momento angular del electrón (en función de este número aparecen los distintos tipos de orbitales s, p, d, f, g, . . . ) El número cuántico 64 Gd 96 Cm 65 Tb 97 Bk 66 Dy 98 Cf 67 Ho 99 Es 68 Er 100 Fm 69 Tm 101 Md 70 Yb 102 No 71 Lu 103 Lr
“libro_ffi” — 2008/8/5 — 9:06 — page 9 — #25 CAPÍTULO 1. CAMPO ELÉCTRICO Y PROPIEDADES ELÉCTRICAS DE LA MATERIA 9 que describe la orientación del plano orbital del electrón respecto a un campo magnético externo es m. Por último, s es el espín, que puede ser negativo (−1/2) o positivo (+1/2), según el sentido de rotación del electrón. Estas características permiten ordenar los elementos conocidos en grupos y series de elementos, dando lugar a una tabla (Tabla 1.1) que concuerda con la ordenación que presenta la tabla periódica de los elementos de Mendeleev (en la Figura 1.2 puede verse la tabla publicada originalmente). Posteriormente, se demostró que los electrones no sólo se comportan como corpúsculos de masa determinada que giran en torno a un núcleo, sino que también presentaban propiedades ondulatorias. Este nuevo punto de vista llevó a Erwin Schrödinger a reformular, en 1926, el modelo atómico de Bohr como ecuaciones diferenciales, llegando a la ecuación fundamental de la mecánica cuántica. Este modelo desecha los postulados mecanicistas que representan a las partículas, y en particular a los electrones, como esferas cargadas, pasando a describirlas como funciones de onda. Estas funciones no describen una posición exacta de un electrón dentro del átomo, sino que representa la probabilidad de presencia de un electrón en una región acotada del espacio. Al espacio en el que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada se le conoce con el nombre de orbital. 1.2.2. Moléculas y tipos de enlaces Hasta ahora se ha comentado la naturaleza atómica de la materia y que la combinación de los elementos básicos da lugar a todos los compuestos existentes. Por ello, se verá aquí de una forma muy superficial cómo se unen los átomos elementales para formar la materia que nos rodea. Enlace iónico La teoría de Dalton suponía que debía existir algo que enlazase átomos de diferentes elementos para dar lugar a otros compuestos químicos. Por ejemplo, se puede preguntar por los motivos por los que un átomo de cloro (Cl) puede combinarse con un átomo de sodio (Na) para dar lugar a una molécula de cloruro sódico (NaCl), más conocida como sal común. La existencia de elementos químicos que se ionicen fácilmente, cediendo o recibiendo algunos electrones de su capa de valencia, permite explicar la existencia de dos tipos de iones con carga opuesta que podrían formar una molécula estable. Los experimentos de electrólisis muestran que el cloruro sódico disuelto en agua se encuentra ionizado en dos tipos de iones, cationes de sodio (Na + ) con carga positiva y aniones de cloro (Cl − ) con carga negativa. Por tanto, la atracción electrostática entre catión y anión permite justificar la combinación entre elementos que presenten esa característica de tendencia a la ionización. Este tipo de enlace entre átomos se denomina enlace iónico y es más habitual entre elementos de los grupos I y II (forman cationes) de la tabla periódica con elementos de los grupos VII y VI (forman aniones). Enlaces covalente y metálico La existencia de moléculas con dos átomos idénticos hace que no sea aplicable la teoría de la atracción electrostática para explicar los enlaces de dichas moléculas. Por ejemplo, una
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