Modelos atómicos y partículas subatómicas

Aportaciones científicas que contribuyeron al establecimiento del modelo atómico actual

Para llegar al modelo atómico que tenemos en la actualidad, se han utilizado modelos científicos que nos ayudan a comprender los fenómenos y nos dan una explicación de algo que no podemos ver a simple vista. Estos modelos son aproximaciones de lo que en realidad sucede, así entonces, desde que la ciencia y los químicos iniciaron el estudio de la composición y de las propiedades de la materia, han desarrollado la teoría atómica como un modelo científico para comprender la naturaleza del átomo.

El átomo está constituido por un núcleo que contiene protones y neutrones y una corteza o envoltura de electrones.
La materia está formada por átomos, y sus propiedades como: dureza, maleabilidad, color, entre otras, dependen del comportamiento de éstos.

Pero te preguntarás, ¿Cómo se puede afirmar lo anterior? Para llegar a esta conclusión pasó mucho tiempo y se dio mediante aportaciones de diferentes científicos que lo investigaron.

El primer científico al que le debemos el concepto de átomo es a Demócrito, filósofo griego, quien afirmó que al dividir la materia se tendría que llegar a un última partícula sólida e indestructible, la cual ya no se podría dividir. A esta partícula la llamó átomo, que significa indivisible.

Posteriormente Aristóteles refutó la teoría de Demócrito y en su lugar apoyó la de Empédocles, que sostenía que la materia estaba constituida por cuatro elementos fundamentales tierra: aire, agua y fuego.

Teoría atómica de Dalton

En 1803, el químico británico John Dalton retomó el concepto de átomo, y con experimentos demostró la relación que tiene la masa en todas las sustancias. Se le considera el padre de la teoría atómica moderna. John Dalton, descubrió en 1792, que no era capaz de distinguir colores, este problema es conocido actualmente como Daltonismo.

El modelo atómico de Dalton puede resumirse así:

1. Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e indestructibles
   llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos y poseen las mismas propiedades.
3. Los átomos de distintos elementos presentan propiedades diferentes.
4. Los compuestos químicos se forman al unirse dos o más átomos de diferentes
   elementos en proporciones fijas.
5. Los átomos se combinan para formar compuestos en proporciones definidas, uno a uno
   dos a uno, dos a dos, etcétera.
6. Los átomos de dos elementos se pueden combinar en proporciones diferentes
   para formar compuestos diferentes.

Modelo atómico de Thompson

En 1897, el científico británico Joseph J. Thompson realizó experimentos con rayos catódicos y al someterlos a un campo magnético externo pudo observar que se desviaban de su trayectoria. Descubrió una nueva partícula, mil veces más ligera que el hidrógeno, que posteriormente sería conocida como electrón. Estos experimentos llevaron a Thompson a inventar el primer espectrómetro de masas.

Postulados de Thompson

1. El átomo es una esfera de electricidad positiva en la que se encuentran inmersos los electrones.
2. A las partículas eléctricamente negativas, presentes en la materia, las llamó electrones.
3. Aún concebía al átomo como una partícula compacta e indivisible.

El átomo de Rutherford

En 1911, el físico neozelandés, junto con su equipo de trabajo realizó diferentes experimentos en los que utilizaron rayos provenientes de una fuente radiactiva para determinar la estructura atómica.

Aportaciones de Rutherford al modelo atómico

1. El experimento de Rutherford estableció que el protón es un componente del núcleo.
2. El átomo está formado por un pequeño núcleo con carga positiva y alrededor de él se encuentran los electrones describiendo diferentes trayectorias.
3. Toda la carga positiva y también casi toda la masa se concentra en el núcleo atómico.
4. A las partículas positivas las llamó protones y dedujo que los átomos, al ser eléctricamente neutros, tienen la misma cantidad de protones que de electrones.

El átomo de Chadwick

En 1932, el físico inglés James Chadwick, confirmo la existencia de otra partícula subatómica en el núcleo del átomo que no contenía energía eléctrica: el neutrón.

Contribuciones de Chadwick a la estructura atómica

1. Determinó que los neutrones son partículas subatómicas que no tienen carga eléctrica, y cuya masa es casi igual a la de los protones.
2. Los neutrones desempeñan un papel clave en la fisión nuclear, o la división de átomos.

Aportación de Goldstein al modelo atómico

En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein, llevó a cabo experimentos con el tubo de Crookes, con la diferencia que llevaba un cátodo metálico lleno de orificios

1. Goldstein observó por primera vez a los protones desde los rayos catódicos, por lo que a él se le acredita el descubrimiento.
2. Estas cargas se desprenden por el choque de los electrones con los gases neutros.

Partículas subatómicas

Como te das cuenta, desde mediados del siglo XIX varios científicos tuvieron grandes aportaciones al modelo atómico actual y al conocimiento de la estructura del átomo. El estudio de la conductividad eléctrica de los gases a bajas presiones dio la primera evidencia de que los átomos eran divisibles, a diferencia de lo que aportaron Demócrito y Dalton en sus postulados. Con esto se demuestra la existencia de partículas subatómicas.

Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Las 3 partículas fundamentales son el electrón, el protón y el neutrón.

En el átomo se pueden distinguir dos zonas específicas, la corteza y el núcleo:

1. Los electrones son partículas de carga negativa (-), constituyen la corteza del átomo y son los responsables de los enlaces que forman los átomos entre sí.
2. Los protones son partículas de carga positiva (+), diferencian a un átomo de otro por el número de ellos que se encuentran en el núcleo.
3. Los neutrones son eléctricamente neutros (+-), junto con los protones determinan casi la masa total del átomo.

El siguiente diagrama resume lo antes descrito:

Modelo atómico de Bohr

En 1913, el físico danés Niels Borh desarrolló un modelo atómico abordando las consideraciones de la Física cuántica e incluyendo restricciones al modelo de Rutherford y su modelo planetario. Niels Borh, fue galardonado en 1922 con el Premio Nobel de Física «por su investigación acerca de la estructura de los átomos y la radiación que emana de ellos».

La hipótesis de Bohr establece los siguientes postulados:

1. El átomo tiene un núcleo central diminuto cargado positivamente.
2. Los electrones no pueden estar distribuidos al azar, sino que giran alrededor del núcleo ocupando niveles de energía específicos describiendo órbitas circulares.
3. Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos por la absorción de cantidades fijas de energía.
4. A cada nivel de energía le asignó un número entero positivo al que denominó número cuántico principal 􀀋n), el cual sólo podía contener un determinado número de electrones de acuerdo con la fórmula 2n2.

Modelo atómico de Sommerfeld

En 1916, el físico alemán Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas. Arnold Sommerfeld, introdujo en el modelo atómico de Bohr las órbitas elípticas de los electrones.

Aportaciones

1. Plantea que los electrones no sólo se mueven en orbitales circulares, sino también en forma elíptica.
2. La orientación de los orbitales se debe a la presencia de campos magnéticos.
3. El modelo afirma que existen subniveles de energía, lo que dio lugar al número cuántico secundario o azimutal 􀀋l), que determina la forma de los orbitales.
4. Además propuso al número cuántico magnético 􀀋m) que describe las orientaciones espaciales de los orbitales magnéticos, es decir, indica el número de orbitales en el espacio.

Modelo atómico de Dirac-Jordan

En 1926, el físico matemático alemán Pascual Jordan enunció las leyes que rigen en 1 movimiento de las partículas atómicas, tiempo después Paul Dirac retoma la teoría con mayor sencillez.

Aportaciones

1. El comportamiento del electrón puede ser descrito mediante cuatro funciones de onda.
2. De lo anterior se deduce que el electrón debe rotar alrededor de su eje o espín electrónico.
3. Así, aparece el cuarto número cuántico espín􀀃􀀋s) que determina el giro del electrón.

Conceptos básicos

Puesto que todos los átomos pertenecen a algún elemento químico, es necesario establecer criterios para identificarlos, por lo cual se introducen algunos conceptos relativos al átomo.

Como puedes observar, el valor de la masa atómica no es un número entero sino uno decimal. Sin embargo, el número de masa sí corresponde a un número entero, pues es la suma del número de electrones y neutrones. Generalmente para realizar cálculos en los que interviene la masa atómica utilizamos para operar el número de masa, que es un número entero que expresa la suma de protones y neutrones del isótopo más abundante. Pero, por convención, también se ha adoptado el redondeo de la masa atómica al número entero más cercano.

Si, en el ejemplo, observas que el sodio tiene una masa atómica de 22.989 uma que redondeado es igual a 23. El berilio (Be) tiene una masa atómica de 9.0121 uma que redondeado es igual a 9.

Es decir, que en los valores cuyas masas atómicas la parte decimal sea mayor de 0.5 (>0.5) su valor se redondea al número entero inmediato superior, y si es menor que 0.5 (<0.5) se trunca al número entero.

Para esta convención existen en la práctica dos excepciones, el cloro (Cl) que se emplea 35.5 como número de masa y el cobre (Cu) en el que se emplea 63.5

Ejemplo 2: Completa la siguiente tabla con los datos que faltan.

Solución:

Ejemplo 3: Calcula la masa atómica del cloro a partir de los porcentajes de cada isótopo.

Solución:

Ahora compara el resultado con la tabla periódica y observa que el dato obtenido es más preciso.

Los isótopos y sus aplicaciones

Como ya te diste cuenta, contrario a lo que Dalton proponía sobre la igualdad de los átomos de un mismo elemento, mediante pruebas experimentales se ha demostrado que, en la naturaleza, existen átomos que siendo del mismo elemento no son idénticos, la diferencia radica en el número de masa, es decir, en el total de protones y neutrones. Y si el número de protones representa la identidad del átomo, lo que cambia es el número de neutrones. A estos átomos se les llama isótopos.

Un caso particular de isótopos son los del hidrógeno, que reciben el nombre de hidrógeno, deuterio y titrio, respectivamente, y como podrás observar en la figura la variación radica en en el número de neutrones.

A los isotopos del hidrógeno se les asigna diferente nombre, según la variación del número de neutrones.

Configuración electrónica y números cuánticos

El uso de la mecánica cuántica y el desarrollo del modelo atómico actual de Schrödinger (físico austriáco) y Heisenberg (físico alemán) en la década de 1920, condujo a una percepción complementaria de la estructura electrónica del átomo donde
se establece lo siguiente:

• El electrón mantiene un comportamiento dual, es decir, como onda y como partícula en su movimiento alrededor del núcleo.
• No es posible predecir la trayectoria exacta del electrón.
• Los electrones de un átomo se localizan en siete niveles de energía, siendo el 1 el más cercano y el 7 el más alejado.
• En cada nivel energético, los electrones se encuentran distribuidos en diferentes subiniveles de energía, que por la forma gráfica en que se aprecian en el revelado de una placa fotográfica resultado del espectro de emisión electromagnético (semejante a una radiografía) reciben los nombres de sharp, principal, difusse y fundamental. Simbólicamente se representan por: s, p, d y f.

Números cuánticos

Los números cuánticos son parámetros asociados a magnitudes numéricas que ayudan a determinar la distribución de los electrones en un átomo. Los números cuánticos nos ayudan a entender la forma en que se distribuyen los electrones en los orbitales atómicos. Se basan en la teoría cuántica que considera que el átomo presenta un núcleo atómico formado por protones y neutrones y los electrones se encuentran rodeándolo en niveles de energía específicos, describiendo trayectorias definidas, con una orientación determinada y los electrones girando además sobre su propio eje. Los números cuánticos permiten determinar estas características.

A continuación estudiaremos los números cuánticos.

Valores que toman cada uno de los números cuánticos

Con lo anterior podemos determinar el valor de los números cuánticos. En este momento veremos una representación general de éstos. En el siguiente tema los integraremos.

Ejemplo: A partir de una configuración electrónica correctamente escrita es posible determinar los valores de los cuatro números cuánticos.

a) 1H = 1s1

Analicemos ahora esta información para determinar los valores de los cuatro números cuánticos

1. El elemento del que se trata es el hidrógeno y tiene un solo electrón.
2. Es importante identificar los siguientes elementos de esta configuración.
3. Como puedes observar, la figura nos indica que el electrón se ubica en el primer nivel de energía, por lo tanto n = 1.

4. Otro elemento importante es el subnivel, el cual indica que es el orbital s, por lo tanto l = 0.
5. Si el valor de m depende del valor de l, entonces puedes concluir que si l= 0, m= 0.

Cuando se hace referencia a la configuración electrónica del átomo de un elemento determinado estamos hablando de la probable distribución de los electrones de acuerdo con los parámetros cuánticos. La configuración electrónica de un átomo es la distribución más estable de sus electrones en los diferentes niveles, subniveles y orbitales en orden de energía creciente.

La configuración electrónica permite identificar las propiedades y comportamiento químico de los átomos de un elemento al conocer el número de electrones que se encuentran en el nivel de energía más lejano al núcleo atómico. A estos electrones
se les conoce como electrones de valencia.

Para elaborar las configuraciones electrónicas se siguen los siguientes principios o reglas.

Principio de exclusión de Pauli

Establece que un orbital sólo puede tener un máximo de dos electrones, los cuales deben tener un spin opuesto, por lo que dos electrones en un mismo átomo no pueden tener iguales sus números cuánticos. El número máximo de electrones se puede calcular con la fórmula 2n2.

Regla de edificación progresiva o principio de Aufbau

Establece que cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de menor energía. Los electrones deben acomodarse primero en aquellos subniveles cuya suma de n+l sea la de menor valor.

El principio de Aufbau señala una serie de instrucciones acerca de la ubicación de los electrones en los orbitales de un átomo e indica la asignación de electrones en función de su energía ascendente.

Para elaborar la configuración electrónica de los átomos, se sigue el orden que está marcado con la flecha roja de la figura, iniciando con 1S², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, etc.

Recordemos que los exponentes o superíndices indican el número máximo de electrones que acepta un orbital de acuerdo con el número de orientaciones. La regla de las diagonales es el resultado de la regla de la máxima sencillez o regla de Yeou-Ta, que dice que los electrones se disponen primero ocupando los orbitales en los que la combinación n+l es de menor valor.

Para comprender la tabla anterior y el esquema de las diagonales como resultado de ella, observa con detenimiento la siguiente tabla:

Si observas el orden de esta tabla y lo comparas con el esquema de las diagonales, comprobarás que es idéntico.

Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund

Establece que los electrones de un mismo nivel energético se distribuyen de uno en uno con espines en el mismo sentido, en orbitales separados, siempre que sea posible.

La distribución electrónica de cada uno de los átomos se puede comprender de mejor manera con la representación gráfica de los electrones, sustituyendo los superíndices o exponentes (número de electrones) por flechas o vectores, como se muestra a continuación:

Para desarrollar la configuración electrónica se siguen los siguientes pasos:

1. Se tiene presente el esquema de la regla de las diagonales:

2. Se identifica el elemento y su número atómico, recuerda que Z= p+ y e¯.
3. Se empieza a escribir el esquema hasta que la suma de exponentes o superíndices nos dé el número de electrones (número atómico).

Ejemplo:

Regla de Kernel

Para simplificar la escritura de las configuraciones electrónicas se utiliza una notación que es abreviada, donde se usan los gases nobles más próximos anteriores. A esta abreviación se le conoce como regla de Kernel. El símbolo del gas noble se escribe entre corchetes, de esta manera se indica que la configuración electrónica está incluida hasta ese electrón. Finalmente se completa con la configuración electrónica hasta llegar al número de electrones del elemento en cuestión.

1. Nuevamente se utiliza el esquema resultante de la regla de las diagonales pero, se abrevia utilizando los gases nobles:

2. Se identifica el elemento y se usa el gas noble más próximo anterior entre corchetes. Se finaliza hasta completar el número de electrones del átomo en cuestión. Para el ejemplo anterior, tenemos:

Si observas los exponentes de cada una de las configuraciones de los elementos y las contabilizas, el resultado será igual al número atómico.

Fuente: Secretaría de Educación Pública. (2015). Química I. Ciudad de México.