ÁtomoEl término átomo proviene del griego ἄτομον («átomon»), unión de dos vocablos: α(a), que significa "sin", y τομον (tomon), que significa "división" ("indivisible", algoque no se puede dividir),1 y fue el nombre que se dice les dio Demócrito de Abdera,discípulo de Leucipo de Mileto, a las partículas que él concebía como las de menortamaño posible.2 Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materiaque tiene las propiedades de un elemento químico.3 Cada sólido, líquido, gas yplasma se compone de átomos neutros o ionizados. Los átomos son muy pequeños;los tamaños típicos son alrededor de 100 p.m. (diez mil millonésima parte de unmetro).4 No obstante, los átomos no tienen límites bien definidos y hay diferentesformas de definir su tamaño que dan valores diferentes pero cercanos. Los átomosson lo suficientemente pequeños para que la física clásica dé resultadosnotablemente incorrectos. A través del desarrollo de la física, los modelos atómicoshan incorporado principios cuánticos para explicar y predecir mejor sucomportamiento.

Cada átomo se compone de un núcleo y uno o más electrones unidos al núcleo. El núcleo está compuesto de uno o más protones ytípicamente un número similar de neutrones. Los protones y los neutrones son llamados nucleones. Más del 99,94 % de la masa delátomo está en el núcleo. Los protones tienen una carga eléctrica positiva, los electrones tienen una carga eléctrica negativa y losneutrones tienen ambas cargas eléctricas, haciéndolos neutros. Si el número de protones y electrones son iguales, ese átomo eseléctricamente neutro. Si un átomo tiene más o menos electrones que protones, entonces tiene una carga global negativa o positiva,respectivamente, y se denomina ion (anión si es negativa y catión si es positiva).

Los electrones de un átomo son atraídos por los protones en un núcleo atómico por la fuerza electromagnética. Los protones y losneutrones en el núcleo son atraídos el uno al otro por una fuerza diferente, la fuerza nuclear, que es generalmente más fuerte que lafuerza electromagnética que repele los protones cargados positivamente entre sí. Bajo ciertas circunstancias, más acentuado cuantomayor número de protones tenga el átomo, la fuerza electromagnética repelente se vuelve más fuerte que la fuerza nuclear y losnucleones pueden ser expulsados o desechados del núcleo, dejando tras de sí un elemento diferente: desintegración nuclear queresulta en transmutación nuclear.

El número de protones en el núcleo define a qué elemento químico pertenece el átomo: por ejemplo, todos los átomos de cobrecontienen 29 protones. El número de neutrones define el isótopo del elemento.5 El número de electrones influye en las propiedadesmagnéticas de un átomo. Los átomos pueden unirse a otro u otros átomos por enlaces químicos (en los cuales se comparten loselectrones de dichos átomos) para formar compuestos químicos tales como moléculas y redes cristalinas. La capacidad de los átomosde asociarse y disociarse es responsable de la mayor parte de los cambios físicos observados en la naturaleza y es el tema de ladisciplina de la química.

También existe la antimateria, la cual está compuesta también por átomos pero con las cargas invertidas;6 los protones tienen carganegativa y se denominan antiprotones, y los electrones tienen una carga positiva y se denominan positrones. Es muchísimo menosfrecuente en la naturaleza. Al entrar en contacto con la respectiva partícula (como los protones con los antiprotones y los electronescon los positrones) ambas se aniquilan generando un estallido de energía de rayos gamma y otras partículas.

No toda la materia del universo está compuesta de átomos; de hecho, solo el 5% o menos del universo está compuesto por estos. Lamateria oscura, que constituye según algunas estimaciones más del 20% del universo, no se compone de átomos, sino de partículas deun tipo actualmente desconocido. También cabe destacar la energía oscura, la cual es un componente que está distribuido por todo eluniverso, ocupando aproximadamente más del 70% de este.

Representación de un átomo delelemento helio

Introducción

Estructura atómicaPartículas subatómicasEl núcleo atómicoNube de electrones

Propiedades atómicasMasaTamañoNiveles de energíaInteracciones eléctricas entre protones y electrones

Historia de la teoría atómica

Evolución del modelo atómicoModelo de DaltonModelo de ThomsonModelo de NagaokaModelo de RutherfordModelo de BohrModelo de SommerfeldModelo de SchrödingerModelo de DiracModelos posteriores

Véase también

Notas y referenciasNotasReferencias

Bibliografía

Enlaces externos

El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia deluniverso fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia, en el siglo V a.C., siendo Demócrito uno de sus exponentes.

Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por esos 4elementos pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 2000 añosdespués en el pensamiento de la humanidad. Luego de la oscura Edad Media y elRenacimiento, donde la mayoría de las ciencias fueron literalmente sepultadas,muchas de estas volvieron a despertar varios siglos después. Tras la Revolucióncientífica, la escuela atomista griega fue reconsiderada por las nuevas generacionesde científicos de mediados del siglo XIX, cuando sus conceptos fueron introducidospara explicar las leyes químicas. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XXse comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.8 9

Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: sudiámetro y masa son del orden de la diez mil millonésima parte de un metro ycuatrillonésima parte de un gramo. Solo pueden ser observados medianteinstrumentos especiales tales como un microscopio de efecto túnel. Más de un

Índice

Introducción

Demócrito, máximo exponente de laescuela atomista griega (s. V a. C.).Tenía el hábito de reirse todo eltiempo.7

99,94 % de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general repartida de manera aproximadamente equitativa entreprotones y neutrones. El núcleo de un átomo puede ser inestable y sufrir una transmutación mediante desintegración radioactiva. Loselectrones en la nube del átomo están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y determinan las propiedades químicas delmismo. Las transiciones entre los distintos niveles dan lugar a la emisión o absorción de radiación electromagnética en forma defotones, y son la base de la espectroscopia.

Véase también: Partículas subatómicas

A pesar de que átomo significa ‘indivisible’, en realidad está formado por varias partículas subatómicas. El átomo contiene protones,neutrones y electrones, con la excepción del hidrógeno-1, que no contiene neutrones, y del catión hidrógeno o hidrón, que nocontiene electrones. Los protones y neutrones del átomo se denominan nucleones, por formar parte del núcleo atómico.

El electrón es la partícula más ligera de cuantas componen el átomo, con una masa de 9,11 · 10−31 kg. Tiene una carga eléctricanegativa, cuya magnitud se define como la carga eléctrica elemental, y se ignora si posee subestructura, por lo que se lo considera unapartícula elemental. Los protones tienen una masa de 1,67 · 10−27 kg, 1836 veces la del electrón, y una carga positiva opuesta a la deeste. Los neutrones tienen una masa de 1,69 · 10−27 kg, 1839 veces la del electrón, y no poseen carga eléctrica. Las masas de ambosnucleones son ligeramente inferiores dentro del núcleo, debido a la energía potencial del mismo, y sus tamaños son similares, con unradio del orden de 8 · 10−16 m o 0,8 femtómetros (fm).10

El protón y el neutrón no son partículas elementales, sino que constituyen un estado ligado de quarks u y d, partículas fundamentalesrecogidas en el modelo estándar de la física de partículas, con cargas eléctricas iguales a +2/3 y −1/3 respectivamente, respecto de lacarga elemental. Un protón contiene dos quarks u y un quark d, mientras que el neutrón contiene dos d y un u, en consonancia con lacarga de ambos. Los quarks se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear fuerte, mediada por gluones —del mismo modo que lafuerza electromagnética está mediada por fotones—. Además de estas, existen otras partículas subatómicas en el modelo estándar:más tipos de quarks, leptones cargados (similares al electrón), etc.

Los protones y neutrones de un átomo se encuentran ligados en el núcleo atómico, en la parte central del mismo. El volumen delnúcleo es aproximadamente proporcional al número total de nucleones, el número másico A,11 lo cual es mucho menor que eltamaño del átomo, cuyo radio es del orden de 105 fm o 1 ångström (Å). Los nucleones se mantienen unidos mediante la fuerzanuclear, que es mucho más intensa que la fuerza electromagnética a distancias cortas, lo cual permite vencer la repulsión eléctricaentre los protones.12

Un átomo esta constituido por un núcleo central muy denso, que contiene protones y neutrones, y por electrones que se muevenalrededor del núcleo a una distancia relativamente grande13

Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, que se denomina número atómico y se representa por Z. Losátomos de un elemento dado pueden tener distinto número de neutrones: se dice entonces que son isótopos. Ambos númerosconjuntamente determinan el núclido.

El núcleo atómico puede verse alterado por procesos muy energéticos en comparación con las reacciones químicas. Los núcleosinestables sufren desintegraciones que pueden cambiar su número de protones y neutrones emitiendo radiación. Un núcleo pesadopuede fisionarse en otros más ligeros en una reacción nuclear o espontáneamente. Mediante una cantidad suficiente de energía, dos omás núcleos pueden fusionarse en otro más pesado.

Estructura atómica

Partículas subatómicas

El núcleo atómico

En átomos con número atómico bajo, los núcleos con una cantidad distinta de protones y neutrones tienden a desintegrarse en núcleoscon proporciones más parejas, más estables. Sin embargo, para valores mayores del número atómico, la repulsión mutua de losprotones requiere una proporción mayor de neutrones para estabilizar el núcleo.14

Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de lafuerza electromagnética. Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencialelectrostático alrededor del núcleo, lo que hace necesaria una fuente deenergía externa para liberarlos. Cuanto más cerca está un electrón delnúcleo, mayor es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la energíanecesaria para que escape.

Los electrones, como otras partículas, presentan simultáneamentepropiedades de partícula puntual y de onda, y tienden a formar un cierto tipo de onda estacionaria alrededor del núcleo, en reposorespecto de este. Cada una de estas ondas está caracterizada por un orbital atómico, una función matemática que describe laprobabilidad de encontrar al electrón en cada punto del espacio. El conjunto de estos orbitales es discreto, es decir, puede enumerarse,como es propio en todo sistema cuántico. La nube de electrones es la región ocupada por estas ondas, visualizada como una densidadde carga negativa alrededor del núcleo.

Cada orbital corresponde a un posible valor de energía para los electrones, que se reparten entre ellos. El principio de exclusión dePauli prohíbe que más de dos electrones se encuentren en el mismo orbital. Pueden ocurrir transiciones entre los distintos niveles deenergía: si un electrón absorbe un fotón con energía suficiente, puede saltar a un nivel superior; también desde un nivel más altopuede acabar en un nivel inferior, radiando el resto de la energía en un fotón. Las energías dadas por las diferencias entre los valoresde estos niveles son las que se observan en las líneas espectrales del átomo.

La mayor parte de la masa del átomo viene de los nucleones, los protones y neutrones del núcleo. También contribuyen en unapequeña parte la masa de los electrones, y la energía de ligadura de los nucleones, en virtud de la equivalencia entre masa y energía.La unidad de masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la unidad de masa atómica (u). Esta se define como la doceavaparte de la masa de un átomo neutro de carbono-12 libre, cuyo núcleo contiene 6 protones y 6 neutrones, y equivale a 1,66 · 10−27 kgaproximadamente. En comparación el protón y el neutrón libres tienen una masa de 1,007 y 1,009 u. La masa de un átomo esentonces aproximadamente igual al número de nucleones en su núcleo —el número másico— multiplicado por la unidad de masaatómica. El átomo estable más pesado es el plomo-208, con una masa de 207,98 u.15

En química se utiliza también el mol como unidad de masa. Un mol de átomos de cualquier elemento equivale siempre al mismonúmero de estos (6,022 · 1023), lo cual implica que un mol de átomos de un elemento con masa atómica de 1 u pesaaproximadamente 1 gramo. En general, un mol de átomos de un cierto elemento pesa de forma aproximada tantos gramos como lamasa atómica de dicho elemento.

Los átomos no están delimitados por una frontera clara, por lo que su tamaño se equipara con el de su nube electrónica. Sin embargo,tampoco puede establecerse una medida de esta, debido a las propiedades ondulatorias de los electrones. En la práctica, se define elradio atómico estimándolo en función de algún fenómeno físico, como la cantidad y densidad de átomos en un volumen dado, o ladistancia entre dos núcleos en una molécula.

Nube de electrones

Los cinco primeros orbitales atómicos.

Propiedades atómicas

Masa

Tamaño

Los diversos métodos existentes arrojan valores para el radio atómico de entre 0,5 y 5 Å. Dentro de la tabla periódica de loselementos, el tamaño de los átomos tiende a disminuir a lo largo de un periodo —una fila—, para aumentar súbitamente al comienzode uno nuevo, a medida que los electrones ocupan niveles de energía más altos.16

Las dimensiones del átomo son miles de veces más pequeñas que la longitud de onda de la luz (400-700 nm) por lo que estos nopueden ser observados utilizando instrumentos ópticos. En comparación, el grosor de un cabello humano es equivalente a un millónde átomos de carbono. Si una manzana fuera del tamaño de la Tierra, los átomos en ella serían tan grandes como la manzanaoriginal.17

Un electrón ligado en el átomo posee una energía potencial inversamente proporcional a su distancia al núcleo y de signo negativo, loque quiere decir que esta aumenta con la distancia. La magnitud de esta energía es la cantidad necesaria para desligarlo, y la unidadusada habitualmente para expresarla es el electrónvoltio (eV). En el modelo mecanocuántico solo hay un conjunto discreto de estadoso niveles en los que un electrón ligado puede encontrarse —es decir, enumerables—, cada uno con un cierto valor de la energía. Elnivel con el valor más bajo se denomina el estado fundamental, mientras que el resto se denominan estados excitados.

Cuando un electrón efectúa una transición entre dos estados distintos, absorbe o emite un fotón, cuya energía es precisamente ladiferencia entre los dos niveles. La energía de un fotón es proporcional a su frecuencia, así que cada transición se corresponde conuna banda estrecha del espectro electromagnético denominada línea espectral.

Cada elemento químico posee un espectro de líneas característico.Estas se detectan como líneas de emisión en la radiación de losátomos del mismo. Por el contrario, si se hace pasar radiación con unespectro de frecuencias continuo a través de estos, los fotones con laenergía adecuada son absorbidos. Cuando los electrones excitadosdecaen más tarde, emiten en direcciones aleatorias, por lo que lasfrecuencias características se observan como líneas de absorciónoscuras. Las medidas espectroscópicas de la intensidad y anchura deestas líneas permite determinar la composición de una sustancia.

Algunas líneas espectrales se presentan muy juntas entre sí, tanto que llegaron a confundirse con una sola históricamente, hasta quefue descubierta su subestructura o estructura fina. La causa de este fenómeno se encuentra en las diversas correcciones a consideraren la interacción entre los electrones y el núcleo. Teniendo en cuenta tan solo la fuerza electrostática, ocurre que algunas de lasconfiguraciones electrónicas pueden tener la misma energía aun siendo distintas. El resto de pequeños efectos y fuerzas en el sistemaelectrón-núcleo rompe esta redundancia o degeneración, dando lugar a la estructura final. Estos incluyen las correcciones relativistasal movimiento de electrón, la interacción de su momento magnético con el campo eléctrico y con el núcleo, etc.18

Además, en presencia de un campo externo los niveles de energía se ven modificados por la interacción del electrón con este, engeneral produciendo o aumentando la división entre los niveles de energía. Este fenómeno se conoce como efecto Stark en el caso deun campo eléctrico, y efecto Zeeman en el caso de un campo magnético.

Las transiciones de un electrón a un nivel superior ocurren en presencia de radiación electromagnética externa, que provoca laabsorción del fotón necesario. Si la frecuencia de dicha radiación es muy alta, el fotón es muy energético y el electrón puedeliberarse, en el llamado efecto fotoeléctrico.

Las transiciones a un nivel inferior pueden ocurrir de manera espontánea, emitiendo la energía mediante un fotón saliente; o demanera estimulada, de nuevo en presencia de radiación. En este caso, un fotón «entrante» apropiado provoca que el electrón decaigaa un nivel con una diferencia de energía igual a la del fotón entrante. De este modo, se emite un fotón saliente cuya onda asociadaestá sincronizada con la del primero, y en la misma dirección. Este fenómeno es la base del láser.

Niveles de energía

Un ejemplo de líneas de absorción en un espectro

Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico de Thomson, situación que varió despuésde la experiencia de Ernest Rutherford. Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa centralcargada positivamente rodeada de una nube de carga negativa.19

Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverían alrededor del núcleo enórbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería necesario paramantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones deMaxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10−10 s, toda la energía delátomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.20

El concepto de átomo existe desde la antigua Grecia, propuesto por los filósofosgriegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto pormedio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara larealidad, ya que, como proponían estos pensadores, «la materia no puede dividirseindefinidamente, por lo que debe existir una unidad o bloque indivisible eindestructible que al combinarse de diferentes formas, creara todos los cuerposmacroscópicos que nos rodean»,21 conceptos muy vigentes, ya que la propiedad deindestructibilidad e indivisibilidad fueron el pilar fundamental de la química yfísica moderna.

El siguiente avance significativo no se realizó hasta que en 1773 el químico francésAntoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: «La materia no se crea ni sedestruye, simplemente se transforma». La ley de conservación de la masa o ley deconservación de la materia; demostrado más tarde por los experimentos del químicoinglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos yproductos de una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas deátomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro.22

Luego en 1811, el físico italiano Amedeo Avogadro, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contienesiempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismotiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.23

El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de sumasa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tablaperiódica de los elementos como la conocemos actualmente.24

La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911. Este experimento llevó almodelo atómico de Rutherford que no podía explicar adecuadamente la estabilidad de los átomos ni los espectros atómicos, por loque Niels Bohr formuló su modelo atómico de Bohr en términos heurísticos, que daba cuenta de esos hechos sin explicarlosconvenientemente. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopioelectrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.25

La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campode la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentesépocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen amanera de reseña histórica.

Interacciones eléctricas entre protones y electrones

Historia de la teoría atómica

Varios átomos y moléculas como semuestra en A New System ofChemical Philosophy de John Dalton(1808).

Evolución del modelo atómico

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1803 por JohnDalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.26 Este primer modeloatómico postulaba:

La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos,que son indivisibles y no se pueden destruir.Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propiopeso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienenpesos diferentes.Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en lasreacciones químicas.Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relacionessimples.Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporcionesdistintas y formar más de un compuesto.Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o máselementos distintos.

Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayoscatódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).

Los elementos básicos de lamateria son tres.

Cuadro general de las partículas,quarks y leptones.

Tamaño relativo de las diferentespartículas atómicas.

Modelo de Dalton

Diferencia entre los bariones y losmesones. Diferencia entre fermiones y

bosones.

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinóque la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativaestaba constituida por electrones, los cuales se encontraban, según este modelo,inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogíadel inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propusoun modelo modificado a partir del de Thomson donde las «pasas» (electrones) sesituaban en la parte exterior del «pastel» (protones).

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de loselectrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastelde frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (loselectrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado paraneutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, laestructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sinexplicación la existencia de las otras radiaciones.

Nagaoka rechazó el modelo de Thomson, debido a que las cargas son impenetrables por la opuesta de cada una. Debido a sudisconformidad propuso un modelo alternativo en el que un centro de carga positiva estaba rodeado por un número de electrones quegiran, haciendo el símil con Saturno y sus anillos.

En 1904, Nagaoka desarrollo uno de los primeros modelos planetarios del átomo.1 Tales como el Modelo atómico de Rutherford. ElModelo de Nagaoka estaba basado alrededor de la analogía con Saturno (planeta) y con las teorías que explicaban la estabilidad yrelaciones gravitatorias entre este y sus anillos. La cuestión era esta: los anillos son muy estables porque el planeta que orbitan esmuy masivo. Este modelo ofrecía dos predicciones:

Un núcleo muy masivo (en analogía a un planeta muy masivo). Electrones girando alrededor del núcleo atómico, atados a esa órbitapor las fuerzas electroestáticas (en analogía a los anillos girando alrededor de Saturno, atados a este por su fuerza gravitatoria).

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultadosobtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa unavance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una partepositiva y una negativa. Sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva seconcentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo,mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulareso elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es lapercepción más común del átomo del público no científico.

Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modeloanterior (Thomson), no se habla de este.

Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:

Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadasmediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso elelectrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electróncaería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.No explicaba los espectros atómicos.

Modelo de Thomson

Modelo atómico de Thomson.

Modelo de Nagaoka

Modelo de Rutherford

Modelo atómico deRutherford.

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como puntode partida el modelo de Rutherford. Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos deabsorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de laenergía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observadopor Albert Einstein.

«El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electronesmoviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas». Las órbitas estáncuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)

Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayorenergía.Los electrones no irradian energía (luz) mientras permanezcan en órbitasestables.Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energíaabsorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de unade mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno, pero solo la luz de este elemento proporciona unabase para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energíaradiada.

Bohr no pudo explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.

Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.

El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno,sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos seobservaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía,mostrando que existía un error en el modelo. Su conclusión fue que dentro deun mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramentediferentes. Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld habíaencontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzabanuna fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió lacuestión para electrones relativistas.

El físico alemán finalmente Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría de larelatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones del modelode Bohr:

1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

En consecuencia, el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vistarelativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.

Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por ErwinSchrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.

Modelo de Bohr

Modelo atómico de Bohr.

Modelo de Sommerfeld

Órbitas elípticas en el modelo deSommerfeld.

Modelo de Schrödinger

En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones comoesferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolaciónde la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo.En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función deonda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una regióndelimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráficasiguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en elátomo de hidrógeno.

El modelo de Dirac usa supuestos muy similares al modelo de Schrödinger aunque su punto de partida es una ecuación relativistapara la función de onda, la ecuación de Dirac. El modelo de Dirac permite incorporar de manera más natural el espín del electrón.Predice niveles energéticos similares al modelo de Schrödinger proporcionando las correcciones relativistas adecuadas.

Tras el establecimiento de la ecuación de Dirac, la teoría cuántica evolucionó hasta convertirse propiamente en una teoría cuántica decampos. Los modelos surgidos a partir de los años 1960 y 1970 permitieron construir teorías de las interacciones de los nucleones. Lavieja teoría atómica quedó confinada a la explicación de la estructura electrónica que sigue siendo explicada de manera adecuadamediante el modelo de Dirac complementado con correcciones surgidas de la electrodinámica cuántica. Debido a la complicación delas interacciones fuertes solo existen modelos aproximados de la estructura del núcleo atómico. Entre los modelos que tratan de darcuenta de la estructura del núcleo atómico están el modelo de la gota líquida y el modelo de capas.

Posteriormente, a partir de los años 1960 y 1970, aparecieron evidencias experimentales y modelos teóricos que sugerían que lospropios nucleones (neutrones, protones) y mesones (piones) que constituyen el núcleo atómico estarían formados por constituyentesfermiónicos más elementales denominados quarks. La interacción fuerte entre quarks entraña problemas matemáticos complicados,algunos aún no resueltos de manera exacta. En cualquier caso lo que se conoce hoy en día deja claro que la estructura del núcleoatómico y de las propias partículas que forman el núcleo son mucho más complicadas que la estructura electrónica de los átomos.Dado que las propiedades químicas dependen exclusivamente de las propiedades de la estructura electrónica, se considera que lasteorías actuales explican satisfactoriamente las propiedades químicas de la materia, cuyo estudio fue el origen del estudio de laestructura atómica.

Elemento químicoMoléculaTeoría atómica

Densidad de probabilidad deubicación de un electrón para losprimeros niveles de energía.

Modelo de Dirac

Modelos posteriores

Véase también

Notas y referencias

Notas

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2. Asimov, I. (2014). Breve historia de la química:Introducción a las ideas y conceptos de la química.Madrid: Alianza Editorial/El Libro de Bolsillo. p. 26.ISBN 978-84-206-6421-7

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Referencias

Bibliografía

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