Estructura atómica

2. Un poco de historia sobre teoría atómica

En el siglo XIX, con John Dalton, comenzaron a surgir nuevas ideas acerca de la composición de la materia.  La teoría atómica de Dalton se fundamentó en diversos hechos experimentales y puede resumirse en los siguientes 3 postulados:

1. Los elementos están formados por partículas muy pequeñas llamadas átomos. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí y los de distintos elementos son diferentes.
2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto la relación entre el  número de átomos de cualquier par de elementos presentes es un número entero o se puede expresar como una fracción simple.
3. Una reacción química implica solo una separación, combinación o nueva disposición de átomos, pero éstos no se crean ni se destruyen.

A partir de la teoría de Dalton se puede definir a un átomo como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Sin embargo, una serie de investigaciones posteriores demostró que los átomos tiene una estructura interna, es decir, están formados por partículas aún más pequeñas denominadas partículas subatómicas. Algunos de los experimentos más importantes, que ampliaron el desarrollo de la teoría atómica postulada por John Dalton y permitieron postular nuevos modelos atómicos, fueron:

En 1833 Michael Faraday (inglés, 1791-1867) realizó la electrólisis del agua que consistía en hacer pasar una corriente eléctrica a través de una solución acuosa, en la cual se producía una reacción química y el resultado de esta experiencia fue la clave más importante para interpretar y entender la naturaleza eléctrica  de los átomos. 

En 1874, George Johnstone Stoney (irlandés, 1826-1911) reconoció el contenido de los experimentos de Faraday, y fue el primero que propuso el término “electrón” para describir la unidad fundamental de la carga eléctrica. Pero hasta 1897, no se encontró ninguna evidencia sobre la existencia y propiedades de dicha partícula. En ese año, Joseph John Thomson realizando distintos experimentos descubrió unas partículas de carga eléctrica negativa a las que años más tarde las llamó  ELECTRONES. Estas partículas no dependían del material con el que trabajara, de ahí que asumió que se trataría de una partícula constituyente de toda la materia. También encontró que la masa del electrón es muy pequeña con respecto a la del átomo.

Años mas tarde, los científicos pensaron en un modelo electrónico del átomo constituido por partículas negativas (electrones) y predijeron la existencia de partículas positivas ya que la materia es eléctricamente neutra (no tiene carga eléctrica neta, por lo tanto, debe haber igual número de cargas positivas y negativas).

Realizando diferentes experimentos, Eugen Goldstein (alemán, 1850 - 1930), descubrió una corriente de partículas positivas a las que denominó PROTONES. De esta manera, se consideraba al átomo formado por partículas positivas y negativas; la dificultad consistía en saber como estaban distribuidas.

A partir de estos experimentos surgió el modelo atómico de Thomson, llamado comúnmente “modelo de budín de pasas”, un modelo de átomo compacto.

1. El modelo atómico de Thomson se puede representar de la siguiente manera:

En 1910, Ernest Rutherford utilizando el fenómeno de la radiactividad en sus investigaciones, hizo incidir partículas alfa (a, masa y carga similar a los núcleos de los átomos de helio, ⁴₂He²⁺) sobre una lámina delgada de oro y observó con gran sorpresa que la mayoría de ellas pasaban a través de la lámina, mientras que sólo algunas se desviaban e incluso regresaban hacia la fuente emisora por la misma trayectoria (como se muestra en a). Esto permitió refutar el modelo de Thomson (átomo compacto).

Esta experiencia sirvió para demostrar cómo están distribuidas las partículas eléctricas dentro del átomo. A partir de esto, Rutherford postuló que la carga positiva del átomo está concentrada en el núcleo. Cuando una partícula alfa se acerca al núcleo, actúa una fuerza de repulsión (cargas del mismo signo se repelen) y sufre una gran desviación por tener carga del mismo signo. Supuso entonces, que la mayor parte de un átomo debe ser espacio vacío ya que la mayoría de las partículas pasaron a través de la lámina de oro con muy poca o ninguna desviación (como se muestra en b). 

Rutherford concluyó diciendo lo siguiente:

• La mayor parte de la masa del átomo se encuentra concentrada en el núcleo, donde se ubican las partículas positivas;
• El radio del núcleo es 10.000 veces más pequeño que el radio atómico;
• Dado que los átomos son eléctricamente neutros, cada átomo debe tener igual número de cargas positivas y negativas;
• Los electrones se encuentran a gran distancia del núcleo. La masa del electrón es despreciable (o sea, insignificante, muy pequeña) con respecto a la masa del núcleo.

2. Modelo atómico de Rutherford se puede representar de la siguiente manera:

¿Por qué se cambió el modelo de Rutherford?

Este modelo se dejó de lado porque era incompatible con los conocimientos (bien corroborados) que existían en ese momento sobre electricidad: toda carga eléctrica en movimiento, emite energía. Por lo tanto, si los electrones se movían alrededor de un núcleo positivo, y perdían energía continuamente, terminarían chocando contra el núcleo. Es decir, a medida que el electrón perdía energía, la atracción que ejercía el núcleo (con carga de signo contrario) sobre él aumentaba, y en algún momento los electrones terminarían incrustándose en el núcleo.

Dado que la materia existe, y la teoría sobre su composición estaba bien corroborada (átomos formados por protones y electrones), el modelo propuesto debía estar equivocado. 

3. Modelo atómico de Bohr

En 1913 Niels Bohr (danés, 1885-1962) publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno. Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos.
Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).

Las bases del modelo de Bohr fueron las siguientes:

• Los electrones en los átomos solo presentan ciertos estados energéticos estables. Así, no cualquier órbita del modelo planetario estaría permitida para el electrón;
• Los electrones son partículas cargadas, pero no emiten radiación en su viaje alrededor de núcleo, sino solamente cuando cambia el radio de su órbita.

Cuando todos los electrones de un átomo se encuentran en su estado de mínima energía, se dice que el átomo está en estado fundamental. Y los electrones ocupan los niveles energéticos más cercanos al núcleo. Cuando un electrón absorbe energía, se aleja del núcleo; “salta” a niveles de mayor valor energético. Este estado es sólo temporal y el electrón libera esa energía absorbida en forma de luz, regresando al nivel del que partió. El color de la luz emitida depende de la cantidad de energía liberada. 

Sin embargo, el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros de átomos más complejos.

4. Teoría cuántica

Finalmente, en 1900 Max Karl Planck (alemán, 1858-1947), creador de la teoría cuántica, explicó que la energía se emite en unidades pequeñas separadas, como “paquetes”, denominadas cuantos. Así se inicia para la física la etapa conocida como mecánica cuántica y proporciona los cimientos para la investigación en lo referente a la energía atómica.

Las ecuaciones de la mecánica cuántica introducen cuatro números cuánticos que describen los estados de energía posible para los electrones y por lo tanto, la probabilidad de encontrarlos en una zona del espacio alrededor del núcleo atómico. A esta región del espacio donde es probable encontrar al electrón, se la llama ORBITAL. De esta manera, se descarta la idea de órbitas como trayectoria fija de los electrones alrededor del núcleo postulada por los modelos atómicos anteriores, para reemplazarla por una zona donde los electrones se mueven sin un camino predeterminado.

 

Si pudiéramos fotografiar al electrón de un átomo en un instante dado y tomásemos varias fotografías sucesivas, observaríamos al superponerlas que las posiciones del electrón nos dan una imagen difusa (nube electrónica), sin límites definidos, que nos indica que el electrón no gira en órbitas determinadas y sólo podemos conocer con cierta probabilidad la zona donde se encuentra (orbital).

Más adelante, en 1932 James Chadwick (inglés, 1891-1974) realiza una serie de experimentos cuyos resultados se podían explicar si se aceptaba la existencia de otra partícula atómica en el núcleo del átomo. Tales partículas tenían una masa muy semejante a la del protón, pero sin carga eléctrica, y fueron llamadas NEUTRONES.