Evolución de la Teoría Atómica

John Dalton (1766-1844) y su Teoría Atómica

John Dalton (1766-1844) propuso en 1808 su teoría atómica de la materia, enunciada en cuatro postulados:

1. Cada elemento químico se compone de partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. En todos los procesos, el número de átomos permanece constante.
2. Todos los átomos de un elemento tienen masa y propiedades iguales, pero son distintos de los átomos de los demás elementos.
3. Cuando los átomos se combinan para formar compuestos o cuando se separan, estos mantienen su identidad.
4. En los compuestos, los átomos de elementos diferentes están unidos en proporciones simples.

Dalton intentaba explicar los hechos descritos por las leyes ponderales (conservación de la masa, proporciones definidas, proporciones múltiples). Sin embargo, no pudo explicar fenómenos que sugerían la naturaleza eléctrica del átomo, como la conducción eléctrica a través de soluciones o gases, el descubrimiento de los rayos X y los fenómenos de radioactividad.

J.J. Thomson (1856-1940) y el Descubrimiento del Electrón

J.J. Thomson (1856-1940) enunció en 1897 su modelo atómico. Utilizó en sus estudios los tubos de descarga, compuestos por un tubo de vidrio al vacío, un electrodo metálico o ánodo (positivo) y un electrodo metálico o cátodo (negativo), conectados a una fuente de poder. Se producía un haz de luz y observó que emergía del cátodo al ánodo. Los bautizó como rayos catódicos. La idea original fue de Robert Crookes.

Thomson colocó una cruz de Malta dentro del tubo y se producía una sombra, deduciendo que el haz de luz estaba compuesto por partículas. Sometió estas partículas a un campo magnético y eléctrico, notando que sufrían una desviación hacia el polo positivo. Llamó a estas partículas electrones, y determinó la relación carga-masa del electrón (-1.76×10⁸ C/g), donde C es la unidad de carga (Coulomb) y g es la unidad de masa (gramos).

Modelo Atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson, conocido como el «budín de pasas«, establecía que el átomo era una esfera de carga positiva donde los electrones estaban incrustados y podían ser extraídos.

Robert Millikan (1868-1953) y la Carga del Electrón

En 1909, Robert Millikan (1868-1953) logró determinar la carga del electrón (-1.6×10^-19 C). Conociendo la relación carga-masa del electrón, fue fácil calcular la masa del electrón, resultando ser (9.11×10^-28 g).

Eugen Goldstein (1850-1930) y los Rayos Canales

Eugen Goldstein (1850-1930) realizó modificaciones observando desviaciones hacia el polo negativo, indicando la presencia de carga positiva. Estas partículas viajaban en forma opuesta a los rayos catódicos, provenían de los orificios o canales del cátodo, por lo que fueron bautizadas como rayos canales, originados por el choque de rayos catódicos con átomos de gas residual. Utilizando hidrógeno como gas, logró determinar la relación carga-masa para el protón, cuyo valor es (1.67×10^-24 g), siendo 1836 veces la del electrón. Se le dio el nombre de protón, considerándolo la partícula primitiva.

Ernest Rutherford (1871-1940) y el Descubrimiento del Núcleo Atómico

Ernest Rutherford (1871-1940) descubrió el núcleo del átomo utilizando partículas alfa, que fueron proyectadas sobre láminas delgadas de metales (oro, plata, magnesio). Alrededor de estas láminas, colocaron cubiertas con sulfuro de zinc.

Observaciones de Rutherford

• La mayoría de las partículas alfa pasaban sin desviarse.
• Algunas partículas se desviaban.

Rutherford sugirió que el átomo no era una estructura compacta y comprobó que la mayor parte de la masa del átomo estaba concentrada en el centro, al que llamó núcleo. Este núcleo estaba formado por protones, con electrones girando alrededor a una distancia considerable, permitiendo que las partículas alfa pasaran sin problemas. Presentó sus estudios en 1911 y recibió el Premio Nobel de Química en 1908. Su modelo también es conocido como modelo planetario. Rutherford supuso la existencia de otra partícula en el núcleo, pero no lo demostró.

James Chadwick (1891-1974) y el Descubrimiento del Neutrón

James Chadwick (1891-1974), físico británico, utilizó la cámara de niebla y observó que una partícula retrocedía, resultando tener carga eléctrica cero y una masa similar a la del protón. Este descubrimiento ocurrió en 1932 y recibió el Premio Nobel de Física en 1935. Demostró que el átomo no es lo más pequeño, sino que está compuesto por protones, neutrones y electrones.

Niels Bohr (1885-1962) y el Modelo Atómico de Bohr

Niels Bohr (1885-1962) argumentó que «en presencia de partículas que presentan carga eléctrica, debe producirse atracción entre ellas». El núcleo ejercería atracción sobre los electrones, proyectándolos hacia el núcleo y destruyéndolo. Sin embargo, esto no ocurre porque el átomo es eterno. Existe una relación entre la fuerza centrípeta y la fuerza eléctrica de atracción, además, la energía total es igual a la suma de la energía potencial y la energía cinética.

Postulados del Modelo de Bohr

1. Existen diferentes niveles de energía alrededor del núcleo.
2. Las órbitas estacionarias donde se mueve el electrón tienen un valor fijo, es decir, están cuantizadas.
3. Un electrón podrá saltar a otro nivel de energía solo si se le entrega un cuanto de energía, expresado en valores enteros o no fraccionarios.
4. El salto de un electrón de un nivel menor a uno mayor se llama absorción, y de uno mayor a uno menor se llama emisión.
5. Para que ocurran los saltos, la frecuencia debe concordar con la diferencia energética.

Bohr propuso tres expresiones para calcular la energía para cada nivel, el radio de la órbita y la velocidad del electrón en la órbita, todo basado en el hidrógeno. La desventaja fue que no pudo ser aplicado a átomos polielectrónicos. Además, seguía siendo un átomo plano que debía tener volumen, introduciendo elementos forzados como la cuantización y el momento angular.

Modelo Mecánico Cuántico

El Modelo Mecánico Cuántico es la explicación actual sobre el comportamiento del átomo, desarrollado entre 1924 y 1927 por varios científicos. Louis De Broglie intuyó que los electrones deberían tener el comportamiento de una onda, lo cual fue demostrado en 1927. Esto implica la imposibilidad de determinar simultáneamente con igual exactitud la posición y la velocidad de los electrones, ya que para conocerlas se debe interactuar con la partícula. Este postulado es conocido como el Principio de Incertidumbre, enunciado en 1927 por Werner Heisenberg.

Los movimientos del electrón pueden ser descritos por una ecuación de onda. Edwin Schrödinger en 1926 empleó las ideas de De Broglie para llegar a la ecuación que podría aplicarse al hidrógeno. La resolución de la ecuación de Schrödinger difiere de las ecuaciones simples, ya que es una ecuación diferencial con un gran número de soluciones posibles. Los resultados obtenidos se pudieron extender con éxito al resto de los elementos del sistema periódico.

Terminología Clave

• (Z) = Número Atómico: Número de protones que posee un núcleo, identifica a un elemento. En un átomo neutro, la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones (ej: 20Ca, 80Hg, 7N).
• (A) = Número Másico: Suma de protones y neutrones, expresa la composición nuclear que determina el peso atómico (ej: ³²S, ³⁹K, ³⁵Cl).
• Elemento Químico: Conjunto de todos los átomos con el mismo (Z), siendo la notación general de un átomo (^A_ZX).
• Unidad de Masa Atómica (UMA): Los átomos son tan pequeños que no se puede cuantificar su masa individualmente. Se determina la masa de un átomo en relación con la de otro, asignando un valor a la masa de un átomo de un elemento como patrón. El carbono-12 tiene un peso de 12 unidades de masa atómica, tomando como patrón el ¹²C. La unidad de masa atómica es igual a 1/12 de la masa del ¹²C.

Tipos de Átomos

• Anión (Átomo Negativo): El número de electrones es mayor que el número de protones.
• Átomo Neutro: El número de protones es igual al número de electrones, se refiere a un átomo en su estado natural.
• Catión (Átomo Positivo): El número de electrones es menor que el número de protones.

Carga Nuclear

La carga nuclear es la carga que presenta el núcleo, cuyo valor es determinado por los protones, ya que los neutrones son eléctricamente neutros. Sea un átomo X, donde presenta M cargas positivas (^A_ZX^m+). A, Z, m y n son números enteros.

Tipos de Átomos (Isótopos, Isóbaros, Isótonos)

• Isótopos: Átomos que presentan el mismo (Z) y distinto (A), es decir, átomos del mismo elemento (ej: Oxígeno = 3 isótopos).
• Isóbaros: Átomos que presentan el mismo número másico (A) y distinto número atómico (Z). Son átomos distintos que tienen igual (A) y diferente (Z).
• Isótonos: Átomos que presentan distinto número másico (A), distinto número atómico (Z), pero igual número de neutrones.

Números Cuánticos

Los números cuánticos surgen del modelo mecánico cuántico y se encargan de describir al electrón dentro del átomo.

• Número Cuántico Principal (n): Determina el tamaño del orbital y su energía. Sus valores son 1, 2, 3, 4… (indica el nivel de energía dentro del átomo). Los niveles de energía se pueden representar de dos formas: representación con letras (poco frecuente) y la representación cuántica (más utilizada). A medida que aumenta el nivel, aumenta la energía.
• Número Cuántico Secundario (l): Informa sobre los orbitales presentes por nivel energético, también denominado número cuántico orbital o del momento angular o azimutal. Determina la forma del orbital. Para un valor determinado de n, puede tomar valores enteros de 0 a n-1. Representa un subnivel energético, que se designa por letras. El número de valores de l para un valor de n dado indica cuántos tipos diferentes de orbitales existen en un nivel. Los orbitales son la región de probabilidad de encontrar al electrón en dicho nivel y tienen una representación gráfica a través de coordenadas polares y funciones trigonométricas. Se usan los ejes x, y, z para reafirmar que presentan distribución espacial. Si el valor de l aumenta, la letra sigue el orden alfabético sin repetir s ni p, ya que están seleccionadas. El número de electrones que están en cada orbital está informado por: 2(2l+1). Los orbitales «s» tienen un máximo de 2 electrones, los «p» un máximo de 6, los «d» un máximo de 10, etc. La totalidad de orbitales disponibles para albergar electrones está dada por: (2l+1), es decir, habrá 1 orbital s, 3 orbitales p, 5 orbitales d, 7 orbitales f. Cada orbital tiene un máximo de dos electrones.
• Número Cuántico Magnético (m_l): Determina la orientación del orbital en el espacio, especificando el orbital en el que se encuentra el electrón dentro de un subnivel. Para un valor dado de l, m puede tomar los valores enteros desde -l hasta +l, pasando por 0. Para una combinación de n y l, el número de orbitales viene dado por (2l+1).
• Número Cuántico de Spin (s): Es el cuarto y último número cuántico, simbolizado por s, e informa el sentido del giro del electrón en un orbital. S=+½ y s= -½. Un electrón puede ser representado simbólicamente por: (n, l, m_l, s).

Configuración Electrónica

La configuración electrónica está regida por los siguientes principios:

• Principio de Exclusión de Pauli: No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
• Principio de Construcción de la Mínima Energía (Aufbau): Los electrones irán ocupando los niveles de más baja energía en forma creciente.
• Regla de Hund: Deberá existir el mayor número de electrones desapareados posibles, y se doblan cuando se completa el semillenado de los orbitales. Aplicación directa en orbitales tipo p, d, f, etc.

Cada electrón tiene cuatro números cuánticos, y se puede establecer dentro de la configuración electrónica los valores de cada electrón, calculándolos desde el primero hasta el último electrón. Respecto a la asignación del signo, de acuerdo al número cuántico magnético m, debemos notar que es una asignación arbitraria. Se establecerá que los valores de la izquierda serán negativos. Para el número cuántico de spin s, el signo será positivo para el primer electrón y negativo para el segundo.

La realización de la distribución de electrones en niveles se desarrolla respetando los principios, especialmente el principio de Aufbau (o de construcción). Cada electrón se sitúa en el orbital cuya energía es mínima. Para saber cuál es de menor energía, existen dos reglas:

1. Debe ser el mínimo valor de (n+l).
2. Si hay dos orbitales con igual valor (n+l), el de menor energía es el de menor valor de n. (Ej: (n+l)).