Estructura del átomo: una historia de descubrimientos

El átomo de Dalton: el primer modelo

John Dalton (1766-1844) formuló su célebre teoría atómica, rompiendo con las ideas tradicionales y postulando que la materia está formada por átomos. Este momento marcó el inicio de una etapa en la química y la física llena de asombrosas evidencias experimentales sin fundamento teórico.

El descubrimiento casual de la radioactividad natural en 1896 por el físico francés Henri A. Becquerel (1852-1908) llevó al conocimiento de tres clases de partículas: rayos alfa con carga +, rayos beta – y rayos gamma sin carga.

El electrón: modelo atómico de Thomson

El estudio de la conductividad de gases a baja presión en un tubo de descarga reveló una luminiscencia en la pared del tubo opuesta al cátodo. La causa de esta luminiscencia era un chorro de partículas con carga negativa que parecía provenir del cátodo. Estas partículas son los rayos catódicos.

Se comprobó que los rayos catódicos obtenidos con gases diferentes son iguales entre sí y que, en todos los casos, las partículas tenían una relación carga/masa idéntica. El valor fue determinado en 1897 por el físico inglés J.J. Thomson (1856-1940).

En 1911, el físico estadounidense R.A. Millikan determinó la carga de las partículas que constituían los rayos catódicos mediante su famoso experimento de la gota de aceite.

El protón: modelo atómico de Rutherford

La nueva reacción recibió el nombre de rayos canales. Sus características son las siguientes: tienen carga +, la relación entre la carga y la masa es diferente según el gas empleado en el tubo.

Los sorprendentes resultados obtenidos por Rutherford llevaron a establecer un nuevo modelo atómico innovador, denominado modelo nuclear del átomo. Según este modelo, el átomo está formado por un núcleo (donde se aloja la carga +) y una corteza (formada por electrones).

Isótopos: átomos del mismo elemento con diferente masa

Los átomos que forman un elemento no son iguales en todo, sino que puede haber átomos con las mismas propiedades químicas pero diferente masa. Se denominan isótopos.

Orígenes de la teoría cuántica: la naturaleza ondulatoria de la luz

Las características de la onda electromagnética son:

• Amplitud (A): desplazamiento máximo de un punto respecto de la posición de equilibrio.
• Longitud de onda (λ): distancia entre dos puntos análogos consecutivos.
• Frecuencia (f): número de variaciones por unidad de tiempo.
• Periodo (T): tiempo invertido en efectuar una vibración completa.
• Velocidad (v): con la que se propaga la onda.

La frecuencia, la longitud de onda y la velocidad se relacionan mediante la siguiente fórmula: f = λ·v

Espectros atómicos de emisión: la huella digital de los elementos

Llamamos espectro de emisión de un elemento a la radiación emitida por este, en estado gaseoso, cuando se le comunica suficiente energía.

Teoría cuántica de Planck: la energía se cuantifica

Según la teoría del electromagnetismo, la energía de una onda depende solamente de la amplitud. Sin embargo, Max Planck propuso que los cuerpos emiten o absorben la energía de forma de paquetes o cuantos de energía.

Efecto fotoeléctrico: la luz como partícula

El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones de un material cuando se le ilumina con radiación electromagnética. Si la frecuencia de la radiación es superior a una cierta frecuencia umbral, los electrones emitidos tienen una energía cinética que aumenta a medida que aumenta la frecuencia de la radiación.

Al aumentar la intensidad de la radiación, no cambia la energía de los electrones emitidos, pero aumenta su número por tiempo.

Limitaciones del modelo atómico de Rutherford: un modelo incompleto

El modelo de Rutherford, que describe los electrones moviéndose en órbitas circulares alrededor del núcleo, presenta algunas limitaciones:

• Los electrones en movimiento acelerado deberían emitir energía, lo que provocaría que cayeran en espiral hacia el núcleo hasta chocar con él.
• La radiación emitida por los electrones debería ser continua, pero los espectros atómicos de emisión de los elementos son discontinuos.

Modelo atómico de Bohr: un paso hacia la cuantificación

En 1913, Niels Bohr elaboró un nuevo modelo atómico basado en los siguientes postulados:

• La energía del electrón dentro del átomo está cuantificada.
• El electrón se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo.
• Los niveles de energía permitidos al electrón son aquellos en los que su momento angular es un múltiplo entero de h/2π (donde h es la constante de Planck).
• Solo se absorbe o emite energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro.

Limitaciones del modelo de Bohr: un modelo aún incompleto

El modelo de Bohr no explicaba por qué la energía en las órbitas atómicas estaba cuantificada ni por qué algunas propiedades de los elementos se repetían periódicamente. Además, al aumentar la resolución de los espectrógrafos se observó que algunas líneas del espectro eran en realidad dos.

Modelo mecánico-cuántico del átomo: la revolución cuántica

El modelo mecánico-cuántico del átomo, desarrollado a partir de los trabajos de Louis de Broglie, Werner Heisenberg y Erwin Schrödinger, revolucionó la comprensión de la estructura atómica. Los aspectos más característicos de este modelo quedan reflejados en estas dos teorías:

• Dualidad onda-partícula: Louis de Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias y que, en ello, toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.
• Principio de indeterminación: Werner Heisenberg estableció que existe un límite en la precisión con que se pueden determinar simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.

Números cuánticos: describiendo la estructura electrónica

Los números cuánticos son un conjunto de números que describen las propiedades de los electrones en un átomo. Los principales números cuánticos son:

• Número cuántico principal (n): designa el nivel de energía. Puede asumir cualquier valor entero positivo (1, 2, 3…). El primer nivel es el de menor energía y los siguientes, cada vez más alejados del núcleo, tienen energías mayores.
• Número cuántico del momento angular orbital (l): determina la forma del orbital y la energía dentro de cada nivel. Puede tomar valores desde 0 hasta n-1. l = 0, 1, 2… (s, p, d, f).
• Número cuántico magnético (ml): describe la orientación del orbital en el espacio y explica, entre otras cosas, el desdoblamiento de líneas espectrales al aplicar un campo magnético externo. Puede tomar valores desde -l hasta +l, incluyendo 0. ml = -l, -l+1, …, 0, …, l-1, l.
• Número cuántico magnético del espín del electrón (ms): nos da el valor de una propiedad intrínseca del electrón y de otras partículas elementales, el espín. Puede tomar dos valores: +1/2 o -1/2.

Configuraciones electrónicas: llenando los orbitales

La configuración electrónica de un átomo describe la distribución de los electrones en los diferentes niveles de energía y orbitales. Para determinar la configuración electrónica de un átomo, se utilizan dos principios:

• Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Esto significa que cada orbital puede contener como máximo dos electrones, con espines opuestos.
• Regla de Hund: dos orbitales con los mismos números cuánticos n y l tienen la misma energía. Para llenarlos, primero se coloca un electrón en cada orbital; a continuación, se complementa con el segundo electrón.

Clasificación periódica de los elementos: ordenando la química

Cuando los elementos se colocan en orden creciente de su número atómico, tiene lugar una repetición periódica de muchas propiedades físicas y químicas de aquellos. Esta periodicidad se refleja en la tabla periódica de los elementos.

Estructura electrónica y tabla periódica: la clave de las propiedades

La tabla periódica organiza los elementos en función de su configuración electrónica. Algunas relaciones importantes entre la estructura electrónica y la tabla periódica son:

• Los elementos de un mismo periodo tienen todos el mismo número de niveles electrónicos, completos o no. Este número coincide con el número de periodo.
• Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel más externo o capa de valencia.
• Los elementos de las columnas 1 y 2 son s, los de 13 a 18 p, los de 3 a 12 d y los de 15 a 18 f.
• Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas semejantes.

Radios atómicos: el tamaño de los átomos

El radio atómico es una medida del tamaño de un átomo. Dentro de un grupo, el radio atómico aumenta conforme crece el número atómico. Dentro de un periodo, el radio atómico aumenta conforme disminuye el número atómico. En general, el radio atómico aumenta hacia abajo y a la izquierda en la tabla periódica.