Los modelos atómicos son representaciones teóricas que explican la estructura y el comportamiento de los átomos. Comprender los modelos atómicos es esencial para entender la química, la física y otras ciencias naturales. Son herramientas fundamentales para entender el mundo a nivel microscópico.
La Antigua Grecia y los Primeros Conceptos de Átomo
Los filósofos griegos discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia y concluyeron que el mundo era mucho más simple de lo que parecía. Leucipo, en el 440 a. C. aproximadamente, sostenía la teoría de que solo había un tipo de materia. Pensaba que si la materia "se cortaba" (se dividía) sucesivamente, llegaría un momento en que habría una porción que no se podría seguir dividiendo.
Demócrito, en el 400 a. C., continuó con esta idea, nombrando a esta porción indivisible "átomo" (que en griego significa "indivisible"). Según Demócrito, las propiedades de la materia estaban determinadas por el modo en que los átomos se agrupaban. Empédocles, contemporáneo de Demócrito, postuló que la materia estaba formada por cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego.
El Modelo Atómico de Dalton (1803)
John Dalton propuso que los átomos eran partículas indivisibles, sólidas y con masa. Su "Teoría Atómica del Universo" estableció que cada elemento está formado por átomos de un tipo único. Sin embargo, la teoría de Dalton tuvo algunos errores. Por ejemplo, la molécula de agua, según Dalton, sería HO y no H2O, que es la fórmula correcta.
El Modelo de Thomson (1897)
J.J. Thomson aplicó un alto voltaje a los electrodos de un tubo de descarga que contenía gas a baja presión. Al colocar una pantalla fluorescente en el ánodo (electrodo positivo), observó destellos verdes, producidos por los llamados rayos catódicos (originados en el cátodo).
Conocido como el «modelo del pudín de pasas», fue propuesto por J.J. Thomson tras descubrir el electrón, una partícula constituyente del átomo con carga negativa. Thomson pensó que si el electrón es negativo y es un componente del átomo, que es neutro, es de esperar que en el átomo se encuentren también otras partículas con carga positiva. Este modelo hacía una predicción incorrecta de la carga positiva en el átomo, pues afirmaba que esta estaba distribuida por todo el átomo. Tampoco pudo explicar la estabilidad de un átomo.
Desde luego, no transcurrieron muchos años hasta que se encontrara esta nueva partícula, el protón.
El Modelo de Rutherford (1911)
Ernest Rutherford, considerado el padre de la Física nuclear, realizó una serie de experimentos en 1911 a partir de láminas de oro para estudiar el comportamiento de la materia cuando era bombardeada con partículas lanzadas a gran velocidad. Este experimento es conocido como el experimento de Geiger-Marsden.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD⚡La lámina de oro[fácil y sencillo]
El Experimento de Geiger-Marsden
Las partículas alfa (α), procedentes de radio (Ra) radiactivo y con carga positiva, se aceleran y se hacen incidir sobre una lámina de oro muy delgada (unas diezmilésimas de milímetro de grosor; aun así, constituía un muro de 2.000 átomos de anchura). Tras atravesar la lámina, las partículas α chocan contra una pantalla fluorescente (ZnS), produciéndose un destello.
Rutherford trató de ver cómo era la dispersión de las partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro muy delgada. Los ángulos resultantes de la desviación de las partículas supuestamente aportarían información sobre cómo era la distribución de carga en los átomos. Era de esperar que, si las cargas estaban distribuidas uniformemente según el modelo atómico de Thomson, la mayoría de las partículas atravesarían la delgada lámina sufriendo solo ligeras deflexiones, siguiendo una trayectoria aproximadamente recta.
Observaciones y Conclusiones de Rutherford
Rutherford observó que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina en línea recta. Algunas, muy pocas, salían con un cierto ángulo, como una bola de billar golpeada de lado. Una fracción aún menor rebotaba en dirección opuesta.
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Pensó que la pequeña fracción de partículas rebotadas en dirección opuesta podía ser explicada si se suponía la existencia de fuertes concentraciones de carga positiva en el átomo.
La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez la existencia de un núcleo central en el átomo (término que acuñó el propio Rutherford en 1912). Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9 % de la masa.
Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, ubicado en el centro del átomo. El modelo establece que en el núcleo se encuentran los protones. La carga positiva del núcleo ha de ser exactamente igual a la carga de los electrones. En el átomo se diferencian dos zonas: el núcleo y la corteza.
- El núcleo es la parte central donde se sitúan los protones (positivos) y los neutrones (neutros).
- La corteza está formada por el resto del átomo y en ella están los electrones (negativos).
Sin embargo, el modelo de Rutherford fue sustituido muy pronto por el modelo de Bohr, ya que presentaba algunas dificultades. La electrodinámica clásica predice que una partícula cargada y acelerada, como serían los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Esto no explicaba la estabilidad de los átomos.
El Modelo de Bohr (1913)
El físico danés Niels Bohr mejoró el modelo de Rutherford al establecer que los electrones giran en órbitas definidas alrededor del núcleo. Bohr intentó explicar fenomenológicamente que solo algunas órbitas de los electrones son posibles. Su modelo dio inicio en el mundo de la física a los postulados cuánticos, por lo que se considera una transición entre la mecánica clásica y la cuántica.
En los espectros realizados para muchos átomos se observaba que los electrones de un mismo nivel energético tenían energías diferentes. El modelo de Bohr no explicaba cómo se mueven los electrones alrededor del núcleo y no daba información de los que se conoce como espectros atómicos. Estos espectros son las frecuencias de radiación que se emiten al dispersar la luz con un prisma.
El Modelo Mecánico-Cuántico (Actual)
Este es el modelo atómico vigente a inicios del siglo XXI. Basado en la mecánica cuántica, este modelo describe los electrones como ondas de probabilidad. Los electrones se consideran ondas de materia. Alrededor del núcleo atómico, los electrones están distribuidos en regiones llamadas orbitales atómicos, que se definen como las regiones donde es más probable encontrar un electrón alrededor del núcleo.
Un mismo estado representado por los números cuánticos n (número cuántico principal), l (número cuántico azimutal) y m (número cuántico magnético) puede estar ocupado solo por dos electrones, siempre que estos tengan espines contrarios.
Números Cuánticos
Los números cuánticos describen la probabilidad de encontrar un electrón en una región específica alrededor del núcleo.
- Número Cuántico Principal (n): Describe la capa de energía y puede tomar valores enteros positivos (1, 2, 3...). Cuanto mayor es 'n', mayor es la energía del electrón y más lejos se encuentra del núcleo.
- Número Cuántico de Momento Angular (l): También conocido como número cuántico azimutal, describe la forma del orbital y los subniveles de energía dentro de una capa. Puede tomar valores desde 0 hasta n-1.
- Número Cuántico Magnético (m): Describe la orientación espacial del orbital dentro de un subnivel. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l, incluyendo el 0.
- Número Cuántico de Espín (s): Describe el giro intrínseco del electrón y puede tomar valores de +1/2 o -1/2.
Conceptos Clave del Átomo
Número Atómico (Z)
Moseley, en 1913, comprobó que todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones en el núcleo. Átomos de diferentes elementos químicos tendrán distinto número de protones. El NÚMERO ATÓMICO (Z) es el número de protones que tiene el núcleo de cada uno de los átomos de un elemento químico.
Número Másico (A)
El NÚMERO MÁSICO (A) es la suma del número de protones y neutrones que tiene el núcleo de un átomo. La masa del átomo es debida sobre todo a los protones y neutrones ya que los electrones tienen una masa despreciable frente a estos.
Masa Atómica
La masa atómica es la masa de un átomo de un elemento. Se escogió, inicialmente, como unidad de masa atómica la masa del átomo de hidrógeno. Actualmente, la unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del 126C, lo que equivale a la masa de un protón o un neutrón, aproximadamente.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD⚡La lámina de oro[fácil y sencillo]
Iones
Los iones son átomos que han ganado o perdido electrones, adquiriendo una carga eléctrica neta. Si un átomo pierde electrones, se convierte en un ion positivo o catión. Si un átomo gana electrones, se convierte en un ion negativo o anión.
La Tabla Periódica
Los elementos que hay en la Naturaleza son unos 90, y fabricados por el hombre unos pocos más. Dmitri Mendeléyev y Julius Lothar Meyer propusieron la primera Tabla Periódica. Los elementos están ordenados en columnas, que llamamos grupos, y en filas, que llamamos períodos.
Grupos de la Tabla Periódica y Electrones de Valencia
Los electrones de valencia son los electrones situados en la última capa electrónica de un átomo y son los responsables del comportamiento químico de los átomos. Por esta razón, los átomos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.
| Grupo | Nombre del Grupo | Electrones de Valencia |
|---|---|---|
| 1 | Metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) | 1 e− |
| 2 | Metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) | 2 e− |
| 3 al 12 | Metales de transición | Variable |
| 13 | Grupo del Boro (B, Al, Ga, In, Tl) | 3 e− |
| 14 | Grupo del Carbono (C, Si, Ge, Sn, Pb) | 4 e− |
| 15 | Grupo del Nitrógeno (N, P, As, Sb, Bi) | 5 e− |
| 16 | Calcógenos o anfígenos (O, S, Se, Te, Po) | 6 e− |
| 17 | Halógenos (F, Cl, Br, I) | 7 e− |
| 18 | Gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe) | 8 e− |
Bloques de la Tabla Periódica
- Bloque s: Elementos cuya configuración electrónica acaba en orbitales s. Estos orbitales solo pueden albergar dos electrones.
- Bloque p: Elementos cuya configuración electrónica acaba en orbitales p. Estos orbitales pueden albergar seis electrones. Los elementos que están a su derecha son no metales.
- Bloque d: Elementos cuya configuración electrónica acaba en orbitales d. Estos orbitales pueden albergar diez electrones.
- Bloque f: Elementos cuya configuración electrónica acaba en orbitales f. Estos orbitales pueden albergar catorce electrones. Estos elementos se sacan de la Tabla Periódica para que esta no sea demasiado larga.
A partir de la configuración electrónica podemos saber dónde se encuentra un átomo en la Tabla Periódica.