Estructura del Átomo

En 1808, el químico inglés J. Dalton (1766-1844) formuló su célebre teoría atómica. En ella rompía con las ideas tradicionales y postulaba que la materia está formada por átomos. El concepto de átomo como partícula material indivisible se mantuvo con éxito durante casi un siglo. La radiactividad natural, descubierta de manera casual en 1896 por el físico francés Henri A. Becquerel (1852-1908), llevó al conocimiento de tres clases de partículas: los rayos alfa, con carga positiva, los rayos beta, partículas con carga negativa, y un tercer tipo sin carga y de naturaleza inmaterial, los rayos gamma. Todo ello sugería que los átomos no debían de ser la partícula indivisible que se creía.

1. 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 se denominaron 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. En 1911 el físico estadounidense R. A. Millikan (1868-1953) determinó la carga de las partículas que constituían los rayos catódicos mediante su famoso experimento de la gota de aceite.

Experimento de Millikan de la gota de aceite

El aceite se atomiza en pequeñas gotas, algunas de las cuales pasan a través de un hueco practicado en la tapa. Al ser irradiadas con rayos X, adquieren carga negativa. Si se varía el voltaje entre las placas, la caída de la gota puede detenerse, momento en el que las fuerzas eléctrica, gravitatoria y de rozamiento (viscosidad) están en equilibrio. De este modo, si se conocen la masa de la gota y el voltaje entre las placas, puede deducirse la carga de la gota.

Pudo deducirse que la electricidad, como la materia, es otra magnitud que ya no debe considerarse continua, sino formada por partículas elementales llamadas electrones.

1.2. El Protón. Modelo Atómico de Rutherford

En 1886, el físico alemán E. Goldstein (1850-1931) estudió con más detalle el fenómeno que se produce en el tubo de descarga. Empleando un cátodo perforado, observó una radiación de partículas con carga positiva que parecía provenir de los canales abiertos en el cátodo. La nueva radiación recibió el nombre de rayos canales. Las características de esta radiación son las siguientes:

• Está formada por partículas con carga positiva.
• La relación entre la carga y la masa es diferente según el gas empleado en el tubo.

Como se comprobó más adelante, la carga de esas partículas era igual a la del electrón pero de signo contrario, por lo que, junto a demás relaciones Q/m observadas, sugería la existencia de otra partícula subatómica con carga positiva: el protón.

En 1919 el físico neozelandés E. Rutherford (1871-1937) y el inglés J. Chadwick (1891-1974) detectaron por primera vez el protón al bombardear ciertos átomos con partículas alfa. La masa del protón es unas 1840 veces la masa del electrón.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

En 1911 Rutherford empleó las partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia. Al estudiar el comportamiento de estas partículas cuando atravesaban láminas delgadas de metal, pudo observar lo siguiente:

• La mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin desviarse.
• Algunas partículas (un 0,1 %) se desviaban de su trayectoria inicial.
• Otras partículas (una de cada 20 000) eran rechazadas por la lámina.

El modelo atómico propuesto por J. J. Thomson sugería que los átomos estaban constituidos por una distribución regular de carga y masa, y que éstos, a su vez, estaban unidos unos a otros formando la sustancia, en este caso el metal. En definitiva, la lámina metálica debía de poseer una estructura interna homogénea y, por lo tanto, las partículas alfa al atravesarla debían exhibir un comportamiento uniforme y no resultados tan dispares como los que se observaban.

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 y una corteza.

• En el núcleo se alojan la carga positiva, los protones y casi la totalidad de la masa.
• La corteza está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo como si se tratara de un sistema solar en miniatura.

Este nuevo modelo explica los resultados observados:

• La materia está casi vacía, ya que el radio del núcleo es aproximadamente 100 000 veces más pequeño que el radio del átomo.
• La mayor parte de las partículas alfa pasa a través de la corteza y no sufre desviación en su trayectoria.
• Las partículas alfa que pasan cerca del núcleo son repelidas fuertemente y se desvían. Pocas partículas chocan contra el núcleo. Las que lo hacen rebotan experimentando un choque elástico y retroceden, debido a la enorme diferencia de masa entre las partículas alfa y el núcleo de los átomos de los metales empleados.

Isótopos

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

El Neutrón

En 1914 H. Moseley (1887-1915) estudió los rayos X producidos por los elementos al someterlos a la acción de electrones de alta energía. Los resultados obtenidos le permitieron deducir el número de protones presentes en el núcleo de los átomos de cada elemento, al que denominó número atómico. En 1930 Bothe y Becker observaron una nueva radiación muy penetrante al someter una muestra de berilio a la acción de las partículas alfa. En 1932 J. Chadwick determinó que se trataba de partículas neutras, a las que denominó neutrones, con masa próxima a la del protón. Estas nuevas partículas deben ocupar el núcleo del átomo, junto con los protones, y contribuyen a la masa de éste.

MAGNITUDES ATÓMICAS

Así pues, cada átomo queda definido por dos características: su número atómico y su número másico.

• El número atómico indica el número de protones del núcleo y determina el elemento de que se trata. Se representa por la letra Z.
• El número másico indica el número de nucleones, es decir, neutrones y protones, que componen el núcleo y determina el isótopo del elemento. Se representa por la letra A.

La notación isotópica incluye el número másico, A, el número atómico, Z, y el símbolo del elemento, X, como se expone a continuación:

No debe confundirse la masa atómica de un elemento con la masa isotópica de cada átomo.

• Si hallamos la masa, expresada en unidades de masa atómica, de un átomo concreto de un elemento, obtendremos únicamente la masa isotópica correspondiente al isótopo elegido.
• La masa atómica del elemento representa el promedio entre las masas isotópicas que lo componen en la naturaleza.

2. Orígenes de la Teoría Cuántica

A mediados del siglo XIX, el físico y matemático escocés James C.
Maxwell elaboró una teoría sobre la luz que explicaba todo lo que se
conocía de ella hasta ese momento. Es la teoría clásica del electro-
magnetismo.
Sin embargo, a principios del siglo XX, una serie de resultados experi-
mentales obligó a elaborar nuevas teorías sobre la luz. Éstas, en prin-
cipio, se aplicaron a la energía transportada por la luz. Posteriormente,
sirvieron para formular nuevas teorías atómicas.
Según la teoría elaborada por Maxwell, la luz es una onda electromag-
nética con las características que se describen a continuación.