De 1750 a 1900 se llegaron a descubrir muchos fenómenos relacionados con la física y la química; por ejemplo se encontró utilidad a la electricidad cuando se construyó la pila galvánica y el foco. Sin embargo, no se podían contestar muchas preguntas. ¿Cómo se combinan los átomos? ¿Por qué una corriente eléctrica puede generar un cambio químico? ¿Cuál es la relación entre la materia y la electricidad? Las respuestas se dieron en los 20 años siguientes.
Las propiedades de los elementos están determinadas por la estructura electrónica de sus átomos, de ahí la importancia de conocer la estructura atómica. El modelo del átomo ha sufrido variaciones desde el inicio de la civilización hasta nuestros días, con los resultados de investigaciones y descubrimientos científicos.
Evolución histórica del modelo del átomo.
La noción de que la naturaleza de la masa es discontinua es muy antigua; hace aproximadamente 2500 años varios filósofos griegos, entre ellos Leucipo y Demócrito postularon que las sustancias están formadas por unidades discretas a las que denominaron átomos. Esta idea fue rechazada por Aristóteles y Platón, que suponían que las sustancias se podían dividir indefinidamente.
A principios del siglo XIX, John Dalton le dio forma a las hipótesis griegas al proponer la teoría atómica basada en las observaciones experimentales de las combinaciones químicas:
1. Todos los elementos químicos están formados por pequeñas partículas indivisibles e indestructibles llamadas átomos. Para Dalton los átomos eran como pequeñas esferas.
2. Los átomos están combinados para formar compuestos que se encuentran en toda la materia.
3. Los átomos de diferentes elementos son diferentes.
4. Los átomos del mismo elemento tienen la misma forma, tamaño y masa.
La mayor parte de la teoría se acepta en la actualidad, pero hay dos aspectos, la
indivisibilidad del átomo y la idea de que todos los átomos del mismo elemento tienen la misma forma, tamaño y masa se han demostrado que son incorrectos. La radioactividad y los isótopos así lo han confirmado.
En Experimentos con tubos de descarga de alta tensión las partículas se mueven según la carga que poseen. Así se demostró que los átomos tenían partículas con cargas positivas y partículas con cargas negativas. Basado en estos resultados J.J. Thompson propuso en 1897 el modelo atómico donde hay una esfera con carga positiva con los electrones distribuidos al azar. A este modelo se le conoció como Modelo del Budín, donde las pasas semejan a los electrones.
Los estudios de radiactividad demostraron que el átomo si se dividía y contribuyó a la teoría de la estructura nuclear.
Bequerel en 1896 encontró una relación entre rayos X y la fluorescencia de algunos materiales; observó que el Uranio emitía radiaciones capaces de velar una placa fotográfica cubierta. Los materiales radiactivos pueden emitir 3 tipos de radiaciones:
Alfa .- con cargas positivas, son núcleos de Helio.
Beta .- con carga negativa, son electrones a gran velocidad.
Gama .- son ondas electromagnéticas de mayor frecuencia que los rayos X.
En 1911 Rutherford analizó los resultados obtenidos al bombardear láminas muy delgadas de Oro y Platino con partículas alfa; la mayoría atravesaban la lámina sin cambiar de dirección y unas cuantas se desviaban en diferentes ángulos. En base a esto, rechazó el modelo de budín y propuso el Modelo Atómico Nuclear, según el cual, el átomo era prácticamente un espacio vacío, la masa y la carga positiva estaban concentradas en el centro o núcleo, y los electrones como satélites en órbitas.
Después se llegó a establecer que el diámetro del átomo mide alrededor de 10-8 cm y el diámetro del núcleo mide 10-13 cm, es decir, 1/100,000 del diámetro del átomo.
Así en 1920 se explicaba la existencia de 2 partículas subatómicas: el protón y el electrón. Definieron la unidad de masa llamada Unidad de Masa Atómica (UMA) y el problema surgió cuando conocieron que la masa del protón era de 1.0072766 uma y que el electrón tenía una masa mucho más pequeña de 0.0005486 uma. La masa del Hidrógeno que tiene 1 protón y 1 electrón se acercaba a la suma de las masas de ambos. El problema surgió al considerar al Helio, con 2 protones y 2 electrones esperaban una masa de 2 uma, pero fueron 4 uma, y así sucedió con otros elementos. El Carbono tiene 6 protones y 6 electrones pero su masa es de 12 uma.
Para explicarlo, los científicos propusieron la existencia de otra partícula sin carga pero con masa igual que el protón. Fue hasta 1932 que James Chadwick probó la existencia del neutrón.
El modelo de Rutherford no explicó satisfactoriamente el comportamiento y distribución de los electrones alrededor del núcleo.
En 1913 Neils Bohr aplicó las ideas de Planck sobre la propagación de la energía radiante para explicar la formación de las líneas de espectro del Hidrógeno y propuso el Modelo Cuántico que explicaba lo siguiente:
Los electrones existen en ciertos niveles permitidos de energía que corresponden a órbitas circulares definidas.
Mientras los electrones describen una órbita no hay absorción ni emisión de energía.
Normalmente los electrones están en el nivel de mínima energía (estado basal o fundamental) pero pueden absorber energía pasando a un nivel superior más alejado del núcleo (estado excitado). En este estado es inestable pero al regresar a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación electromagnética.
Este modelo sirvió para explicar el espectro del Hidrógeno pero falló para átomos más complejos. Tampoco pudo explicar las formas y características de las moléculas.
Somerfield modificó este modelo con ayuda de la teoría de la relatividad de Einstein, proponiendo órbitas tanto circulares como elípticas. En la actualidad se conocen formas muy diversas para las orbitas.
Otro modelo matemático desarrollado principalmente por Schroedinger, el Modelo de la Mecánica Ondulatoria, describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.
La teoría moderna supone que el núcleo del átomo esta rodeado por una nube de electrones, retiene el concepto de los niveles estacionarios de energía, pero no le atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad.
Esta teoría ha soportado la prueba del tiempo ya que explica el comportamiento de los sistemas atómicos y moleculares, pero está sujeta a cambios al surgir nuevas evidencias.
Esta teoría deriva de 4 conceptos fundamentales:
1. Concepto de Estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bohr:
“Los electrones existen en ciertos niveles permitidos de energía que corresponden a órbitas circulares definidas”
2. Naturaleza dual de la masa: con características de onda y de partícula (De Broglie).
3. Principio de incertidumbre de Heisenberg: Es imposible conocer simultáneamente la posición y velocidad de un electrón, por lo tanto, no se pueden describir órbitas exactas.
4. Principio de exclusión de Pauli: No puede haber 2 electrones con números cuánticos iguales. Esto representa que dos electrones no pueden ocupar el mismo espacio al mismo tiempo.
Este modelo atómico establece que:
“La energía y posición probable de un electrón en un átomo están determinados por 4 parámetros llamados CUÁNTICOS que se indican con las letras: n, l, m y ms.”
Número cuántico principal “n”: Indica el nivel energético; es la distancia promedio de un electrón al núcleo. El número n puede tomar cualquier número entero positivo, excluyendo el cero. (1 a 7 para elementos que se conocen actualmente).
Número cuántico secundario “l”: Indica el tipo de subnivel y se relaciona con la forma de la nube electrónica. Esta determinado por “n” y puede ser desde 0 hasta n-1. Para n=2, l=0 y 1. Los subniveles comúnmente se conocen con las letras s, p, d y f con capacidad para 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente
Número cuántico magnético “m”: Se refiere a la orientación espacial de orbitales cuando un átomo es sometido a campo magnético. Determinado por “l” y puede ser 2l+1. Este número nos indica el número de orbitales por subnivel.
Subnivel Número de orbitales Número de electrones
s 1 2
p 3 6
d 5 10
f 7 14
Número cuántico spin “ms”: Indica el sentido de rotación o spin del electrón. Puede Tomar los valores de +½ y -½. En un orbital hay un cupo máximo de dos electrones, cada uno con un giro o spin contrario.
Por lo tanto, la población máxima de electrones para los niveles 1, 2, 3 y 4 será de 2, 8, 18 y 32 respectivamente. Para realizar las configuraciones electrónicas se puede aplicar la regla de las diagonales.
Investiga en que consiste y como se aplica.
