¿Qué es un Átomo?

Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materia ordinaria que tiene las propiedades de un elemento químico. Cada sólido, líquido, gas y plasma se compone de átomos neutros o ionizados. Los átomos son muy pequeños; los tamaños típicos son alrededor de 100 pm (diez mil millonésima parte de un metro). No obstante, los átomos no tienen límites bien definidos y hay diferentes formas de definir su tamaño que dan valores diferentes pero cercanos.

Cada átomo se compone de un núcleo y uno o más electrones unidos al núcleo. El núcleo está compuesto de uno o más protones y típicamente un número similar de neutrones (ninguno en el hidrógeno-1). Los protones y los neutrones son llamados nucleones. Más del 99,94 % de la masa del átomo está en el núcleo. Los protones tienen una carga eléctrica positiva, los electrones tienen una carga eléctrica negativa y los neutrones no tienen carga eléctrica.

Evolución de los Modelos Atómicos

Modelo de Dalton (1803)

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en 1803 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas. Este primer modelo atómico postulaba:

1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Modelo de Thomson (1897)

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones. Este modelo explica la naturaleza eléctrica de la materia, pero no explica la separación de isótopos, la absorción, la emisión ni la geometría molecular.

Modelo de Rutherford (1911)

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa. Explica la separación de cargas e isótopos, pero no explica completamente la absorción, la emisión ni la geometría molecular.

Modelo de Bohr (1913)

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno, tomando como punto de partida el modelo de Rutherford. Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.

1. Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
2. Los electrones no irradian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
3. Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía, absorbe un cuanto de energía igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

Modelo de Sommerfeld (1916)

El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. Sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo. Arnold Sommerfeld modificó el modelo de Bohr de la siguiente manera:

1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas.
2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

Modelo de Schrödinger (1926)

Erwin Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. Este modelo explica la geometría molecular de manera satisfactoria.

Modelo de Dirac (1928)

El modelo de Paul Dirac usa supuestos muy similares al modelo de Schrödinger, aunque su punto de partida es una ecuación relativista para la función de onda, la ecuación de Dirac. El modelo de Dirac permite incorporar de manera más natural el espín del electrón. Predice niveles energéticos similares al modelo de Schrödinger, proporcionando las correcciones relativistas adecuadas.

Isótopos

Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones y, por lo tanto, difieren en número másico.

Estados de la Materia

Los estados de la materia describen la forma estructural de la materia según las condiciones de temperatura y presión.

• Temperatura: es una medida del calor.
• Presión: fuerza que se ejerce por unidad de superficie.

Estados Principales

• Sólido:
  • Estructura cristalizada ordenada.
  • No se puede comprimir.
• Líquido:
  • Se ajustan al recipiente.
  • Es muy difícil de comprimir.
• Gas:
  • No hay fuerzas entre partículas.
  • Es muy fácil de comprimir.
  • Se ajustan al recipiente.

Alótropos

Los alótropos son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado de la materia. Ejemplos: O₂ (oxígeno) y O₃ (ozono); grafito y diamante.