Teorías atómicas
La idea de la existencia de los átomos es muy antigua. Los griegos afirmaron que los componentes más diminutos de todos los objetos eran partículas a las que llamaron átomos, los cuales eran responsables de las propiedades de la materia. Sin embargo, dichas suposiciones no tenían ninguna base científica, sino más bien filosófica. A finales del siglo XIX, el modelo de átomo de la época moderna comenzó a ser usado con regularidad por los científicos.
1- Teoría atómica de Dalton
En 1803, John Dalton (1766- 1844), químico y físico británico, formula su teoría atómica:
– Toda materia está formada por partículas llamadas átomos. Los átomos son extremadamente pequeños e indivisibles.
– Los átomos de un mismo elemento químico son iguales entre sí, tanto en masa como en propiedades químicas y físicas.
– Los átomos de elementos diferentes son distintos en masa y propiedades.
– Los compuestos están formados por la unión de átomos de distintos elementos.
– En las reacciones químicas sólo existe un reordenamiento de los átomos.
Nota: La teoría de Dalton es un modelo elemental que explica adecuadamente los aspectos ponderables (relaciones de peso) de las reacciones químicas, aunque la identificación de algunos elementos y compuestos es errónea.
2- Modelo atómico de Thomson
En 1903, Joseph Thomson, científico británico (1856- 1940), postula que el átomo es una esfera compacta cargada positivamente sobre la cual se incrustan los electrones. Como se sabía que los átomos poseían electrones y eran eléctricamente neutros, el número de cargas negativas debía ser igual al de cargas positivas. Este modelo es conocido como "budín de pasas".
2.1- Descubrimiento del electrón
En 1897, Thomson demostró, en un tubo de descarga, la existencia de partículas mucho más pequeñas que el átomo, cargadas negativamente, a las que llamó electrón (e–). Además, determinó la relación entre la carga y la masa de dicha partícula demostrando que era constante e independiente del metal de que estuviera hecho el cátodo. Luego Robert Millikan, a partir de la relación, calculó la masa del electrón que es 9,10 x 10 -28 g
Thomson también descubrió la existencia de los isótopos. Estos son átomos del mismo elemento que poseen la misma cantidad de protones o número atómico (Z), pero poseen diferente número másico (A). Por ejemplo, los isótopos del Hidrógeno.
es el hidrógeno ligero, el más abundante, con un protón y cero neutrones. El es el deuterio (D), cuyo núcleo alberga un protón y un neutrón y el es el tritio (T), cuyo núcleo contiene un protón y dos neutrones.
Nota: Este modelo falló al no responder la pregunta de cómo este átomo se podía combinar con otro para formar un compuesto, pues al acercarse se establecían repulsiones, no siendo posible la unión. Este modelo sólo daba una interpretación de la naturaleza eléctrica del átomo.
Este modelo fue refutado por el alumno de Thomson, Ernest Rutherford hacia el año 1911, al estudiar la desviación de las partículas alfa al atravesar láminas metálicas muy delgadas.
3- Experimento de Rutherford
En 1910, Ernest Rutherford (1871- 1937) físico y químico británico nacido en Nueva Zelanda. Rutherford, junto con Geiger y Marsden, propusieron un nuevo modelo de átomo. Bombardeando una fina lámina de oro con partículas alfa (se le denominó dispersión de partículas alfa).
En contra de lo esperado, ya que el modelo de Dalton suponía que los átomos eran esferas macizas, ellos observaron que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, algunas se desviaban cambiando de dirección y unas pocas parecían rebotar.
Para explicar estos hechos, Rutherford propuso el modelo atómico nuclear.
3.1- Modelo atómico nuclear
Supone que el átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y neutrones. Además presenta una zona externa o corteza donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo. (Realmente, las partículas del núcleo – protones y neutrones – se descubrieron después de que Rutherford hiciera su modelo. El experimento de Rutherford sólo informaba de la existencia de un núcleo pequeño y positivo).
La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones de la corteza.
El átomo estaba formado por un espacio fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que giran a gran velocidad alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño.
N° de protones = N° de electrones
3.2- Descubrimiento del neutrón
Las observaciones de Rutherford y otras experiencias afirmaron la presencia de cargas positivas en el núcleo, a las que llamó protón (p+), sin embargo, esta confirmación no explicaba la diferencia en las masas de algunos elementos, por lo que debía existir otra partícula en el núcleo.
En 1932, James Chadwick (1891- 1972), físico inglés, al bombardear una lámina de berilio con partículas alfa, comporbó la emisión de partículas de muy alta energía y eléctricamente neutras. A esta partícula la llamó neutrón (n)
3.3- Descubrimiento del protón
El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales.
4- Modelo de Bohr
En la primera mitad del siglo XX se realizaron unos descubrimientos que no podían ser explicados con el modelo de Rutherford. El físico danés N. Bohr (1888 – 1962) propone un modelo en el que el átomo está formado por un núcleo positivo y una envoltura donde giran los electrones.
Los electrones sólo pueden ocupar ciertas órbitas circulares de modo estable alrededor del núcleo.
Los electrones se organizan en capas y, en cada capa tendrán una cierta energía (n), llenando siempre las capas inferiores (de menor energía) y después las superiores.
Los niveles de energía (n) se representan por los números 1, 2, 3,… comenzando desde el núcleo hacia afuera.
La distribución de los electrones en las capas se denomina configuración electrónica y se realiza de la siguiente manera:
La 1ª capa puede contener, como máximo, 2 electrones.
La 2ª capa puede contener, como máximo, 8 electrones. Comienza a llenarse una vez que la 1ª ya está completa.
La 3ª capa puede contener, como máximo, 18 electrones. Comienza a llenarse una vez que la 2ª capa ya está completa.
En un átomo en estado fundamental o normal, los electrones ocupan los niveles de energía más bajos. En cambio, cuando un átomo absorbe energía, sus electrones pasan a niveles superiores de energía y se dice que están “excitados”. Cuando el electrón de un átomo excitado vuelve a su nivel de energía mínimo, emite una cantidad determinada de energía, generalmente en forma de luz.
Nota: El modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar.
Para que te quede más claro los diferentes modelos que hemos revisado hasta el momento, observa atentamente la siguiente tabla comparativa de los modelos atómicos de Thompson, Rutherford y Bohr.
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Modelos atómicos
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Característica
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Ventajas
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Desventajas
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Thompson
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Modelo basado en que el átomo es una esfera positiva con electrones incrustados en ella.
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Mediante su modelo, se considera que la materia se encuentra conformada por partículas diferentes, unas con carga positiva y otras con carga negativa.
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El modelo planteado por Thompson fue sustituido por el modelo atómico de Rutherford, ya que se descubrió que el átomo no es compacto, sino que es prácticamente vacío. El núcleo concentra la carga positiva y a su alrededor, se encuentran los electrones.
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Rutherford
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Modelo que posee el núcleo positivo central y los electrones giran alrededor de este.
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Su modelo permitió demostrar que los átomos no eran macizos, sino que están vacíos y en su centro poseen un núcleo.
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Planteó que los electrones giraban en órbitas circulares en torno al núcleo, moviéndose a una gran velocidad. Esto les provocaría una disminución de su energía, para terminar, colapsando con el núcleo. En la actualidad, esto fue refutado.
Rutherford mencionó que el núcleo sólo estaba compuesto de partículas positivas, sin embargo, después se descubrirían los neutrones.
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Bohr
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Modelo con el núcleo positivo en el centro. Los electrones giran alrededor del núcleo en diferentes niveles de energía.
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Uno de los mayores aciertos de este modelo, es que justifica la estabilidad al átomo en órbitas estacionarias e introduce las propiedades químicas de los elementos con su estructura electrónica.
Además, introduce el concepto de niveles de energía (n).
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Su modelo sólo se podía aplicar a los átomos que poseen un electrón, como el hidrógeno H+. Sin embargo, el modelo presentaba complicaciones con los átomos que tienen más de un electrón.
Se menciona que los electrones describen órbitas circulares, pero estas son elípticas. Los electrones no se encuentran en órbitas fijas, ya que estos se encuentran en determinadas zonas en el espacio llamadas orbitales.
El modelo mezcla elementos de la mecánica clásica y la mecánica cuántica en su desarrollo.
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5- Modelo de Sommerfeld
El modelo atómico de Sommerfeld, físico alemán (1868-1951), es básicamente una generalización relativista del modelo atómico de Bohr.
El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos no era válido.
Aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, sólo descartó su forma circular.
En resumen, Sommerfeld, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
– Los electrones se mueven del núcleo en órbitas círculares y elípticas.
– A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
– El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
6- Modelo atómico actual: mecánico cuántico
– En 1924, Louis de Broglie, físico francés (1892- 1977) concluyó que las ondas se comportan como partículas y que estas muestran propiedades ondulatorias, lo que significó un gran avance en la teoría atómica, ya que explicaba ciertas líneas discretas en el espectro de los átomos, en concreto, el más estudiado: el átomo de hidrógeno.
– En 1927, Werner Heisenberg, físico y filósofo alemán (1901- 1976), a partir de un supuesto matemático, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón y, en general, de una partícula de pequeño tamaño, lo que se resuelve a medida que la materia tiene mayor tamaño por la razón masa-velocidad que puede alcanzar. A este fenómeno, lo denominó principio de incertidumbre, y se refiere a que era imposible conocer simultánemente la posición y el movimiento de un electrón dentro de un átomo.
– E. Schödinger, físico austríaco (1887- 1961) estableció el modelo mecanocuántico del átomo, ya que el modelo de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo; mientras que, el nuevo modelo establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.
Se llama orbital a la región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90%) de encontrar al electrón.
Si representamos con puntos las distintas posiciones que va ocupando un electrón en su movimiento alrededor del núcleo, obtendremos el orbital. La zona donde la nube de puntos es más densa indica que ahí es más probable encontrar al electrón.
El modelo mecano-cuántico del átomo es un modelo matemático basado en la Ecuación de Schrödinger.
Las soluciones son unos números llamados números cuánticos. Se simbolizan de la siguiente forma:
n: Número cuántico principal. Toma valores desde enteros positivos, desde n = 1 hasta n = 7. Nos indica
la energía del orbital y su tamaño (cercanía al núcleo).
l: Número cuántico secundario o azimutal. Toma valores desde 0 hasta (n-1). Nos indica la forma y el
tipo del orbital.
– Si l = 0 el orbital es tipo s. (Se presentan de 1 en 1).
– Si l = 1 el orbital es tipo p. (Se presentan de 3 en 3).
– Si l = 2 el orbital es tipo d. (Se presentan de 5 en 5).
– Si l = 3 el orbital es tipo f. (Se presentan de 7 en 7).
m: Número cuántico magnético. Toma valores desde – l hasta +l pasando por 0. Nos indica la orientación espacial del orbital.
s: Número cuántico de spin. Toma valores -1/2 y 1/2. Nos indica el giro del electrón en un sentido o el contrario.
El modelo atómico actual considera que el átomo tiene un núcleo y una nube electrónica. El núcleo es la zona central donde se encuentran los protones y neutrones; allí se concentra la mayor parte de la masa del átomo. La nube electrónica es el espacio que se encuentra alrededor del núcleo; allí los electrones se mueven sin una trayectoria definida en distintos niveles de energía.
