Estructura del Átomo

De lo Indivisible a la Mecánica Cuántica

El concepto de átomo como partícula material indivisible se mantuvo durante casi un siglo. No obstante, la electricidad y la electroquímica sugerían una relación íntima entre la materia y las cargas eléctricas. La radiactividad natural llevó al conocimiento de tres clases de partículas:

• Rayos alfa (carga positiva)
• Rayos beta (carga negativa)
• Rayos gamma (sin carga, naturaleza inmaterial)

Estos descubrimientos sugerían que los átomos no eran la partícula indivisible que se creía. El descubrimiento de las partículas subatómicas comenzó con el tubo de descarga.

Modelo Atómico de Thomson (El Electrón)

El estudio en un tubo de descarga reveló un chorro de partículas con carga negativa (rayos catódicos) que parecía provenir del cátodo. Se dedujo que la electricidad está formada por partículas elementales llamadas electrones.

• Masa del electrón (M_e): 9.109534 x 10^-31 kg
• Carga del electrón (Q_e): -1.602189 x 10^-19 C

En 1898, Thomson propuso que los electrones están incrustados en una masa esférica de densidad uniforme y carga positiva, cuya naturaleza aún se desconocía.

Modelo Atómico de Rutherford

La nueva radiación (rayos canales) tenía las siguientes características:

• Partículas con carga positiva.
• Relación carga/masa diferente según el gas empleado en el tubo.

Esto sugería la existencia de otra partícula subatómica con carga positiva: el protón.

• Masa del protón (M_p): 1.672649 x 10^-27 kg
• Carga del protón (Q_p): 1.602189 x 10^-19 C

Al estudiar partículas atravesando láminas de metal, Rutherford observó:

• Mayoría atravesaba sin desviarse.
• Algunas (0.1%) se desviaban.
• Pocas (1/20000) eran rechazadas.

Rutherford estableció el modelo nuclear del átomo:

• Núcleo: Carga positiva (protones) y casi toda la masa.
• Corteza: Electrones girando alrededor del núcleo.

Este modelo explica:

• La materia está casi vacía (radio del núcleo << radio del átomo).
• Partículas alfa atraviesan la corteza sin desviarse.
• Partículas alfa cerca del núcleo son repelidas.

Limitaciones del Modelo de Rutherford

• Según leyes electromagnéticas, el electrón caería al núcleo.
• No explica la estabilidad de los átomos ni la emisión discontinua de energía (espectros).

Isótopos

Átomos del mismo elemento con propiedades químicas iguales pero diferente masa.

El Neutrón

En 1932, Chadwick descubrió partículas neutras: neutrones.

• Masa del neutrón (M_n): 1.674954 x 10^-27 kg

Los neutrones ocupan el núcleo junto a los protones. La diferencia en el número de neutrones determina la diferencia de masa entre isótopos.

Modelo Atómico de Bohr

1. Electrones en órbitas estacionarias no emiten energía. La energía depende de n² (número cuántico principal).
2. Órbitas cuantizadas: mvr = n·h/2π
3. Energía emitida al cambiar de órbita: ΔE = E₂ – E₁ = h·ν

Limitaciones del Modelo de Bohr

1. No explica la cuantización de las órbitas.
2. No explica el aumento de rayos del espectro con mejores espectrógrafos.
3. No explica la aparición de nuevos rayos al someter átomos a campos magnéticos.

El modelo de Bohr era mixto (clásico y cuántico). El electrón no sigue las leyes de Newton, por lo que se necesitaba una nueva mecánica: la mecánica cuántica.

Modelo Mecano-Cuántico del Átomo

Este modelo refleja las siguientes teorías:

• Dualidad onda-partícula: partículas con propiedades ondulatorias.
• Principio de indeterminación: límite en la precisión al determinar simultáneamente posición y cantidad de movimiento.

Describe el comportamiento de los electrones, su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir trayectorias exactas. Introduce el concepto de orbital (probabilidad de encontrar un electrón). Los orbitales se representan mediante superficies imaginarias.