Evolución y Modelos Atómicos: Comprendiendo la Estructura de la Materia y Enlaces Químicos

La Materia: Del Concepto Indivisible a la Estructura Atómica

Hasta el siglo XIX, la materia se consideraba algo continuo e indivisible. Sin embargo, esta concepción cambió radicalmente con la confirmación de la posibilidad de dividirla en partículas más pequeñas, denominadas átomos.

Teoría Atómica de Dalton (Siglo XIX)

El químico inglés John Dalton defendió el carácter discontinuo de la materia y enunció la primera teoría atómica moderna. Sus principios fundamentales son:

• La materia está formada por partículas indivisibles e indestructibles llamadas átomos.
• Los átomos de un mismo elemento químico son idénticos en masa y propiedades.
• Los átomos de diferentes elementos son distintos en masa y propiedades.
• Los compuestos químicos se forman por la combinación de dos o más elementos diferentes en proporciones fijas y sencillas.
• En las reacciones químicas, los átomos no se crean ni se destruyen, solamente se reorganizan para formar nuevas sustancias.

Dalton introdujo términos fundamentales como átomo, elemento, compuesto y reacción química. El posterior estudio de fenómenos como la electrificación de la materia y la carga eléctrica (q) llevó a la hipótesis de que los átomos eran divisibles y estaban formados por partículas elementales cargadas eléctricamente.

Modelos Atómicos: Una Evolución Constante

La comprensión de la estructura interna del átomo ha evolucionado a través de diversos modelos, cada uno perfeccionando al anterior gracias a nuevos descubrimientos experimentales.

1. Descubrimiento de los Electrones (1897)

En 1897, J.J. Thomson descubrió, mediante su experimento con rayos catódicos, que la materia contiene partículas de carga eléctrica negativa, a las que llamó electrones (e^-). Su carga se determinó en aproximadamente -1.602 x 10^-19 C.

2. Modelo Atómico de Thomson (1904)

Thomson propuso que el átomo era una esfera de carga positiva uniforme, en la que estaban incrustados los electrones, como "pasas en un pudín". Este modelo explicaba la neutralidad eléctrica del átomo.

3. Descubrimiento de los Protones

Ernest Rutherford, a través de experimentos con rayos anódicos, determinó la existencia de partículas con carga eléctrica positiva en la materia, a las que denominó protones. Su carga es de +1.602 x 10^-19 C.

4. Modelo Atómico de Rutherford (1911)

En 1911, Rutherford diseñó un experimento crucial: bombardeó una lámina de oro muy fina con partículas alfa (positivas) a gran velocidad, emitidas por un mineral de uranio. Las observaciones fueron:

• La mayor parte de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse.
• Algunas partículas se desviaban considerablemente.
• Muy pocas partículas rebotaban.

Para explicar estos resultados, Rutherford estableció un modelo atómico que corregía el de Thomson. Propuso que el átomo está formado por:

• Un núcleo central, pequeño y denso, que contiene la mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva (protones y neutrones, aunque los neutrones se descubrirían más tarde).
• Una corteza, una zona mucho más grande alrededor del núcleo, donde los electrones giran en órbitas.

5. Modelo Atómico de Bohr (1913)

Niels Bohr estudió los espectros de emisión atómica, una técnica experimental que mide la energía emitida por un átomo. Propuso un modelo atómico que perfeccionaba el de Rutherford, introduciendo la cuantización de la energía:

• Los electrones solo pueden ocupar órbitas con valores de energía específicos (niveles de energía).
• Los electrones no irradian energía mientras permanecen en estas órbitas estables.
• La energía de los electrones y las órbitas están determinadas por el número cuántico principal (n), donde n = 1, 2, 3… Un mayor valor de 'n' implica mayor energía y mayor distancia al núcleo.

6. Modelo Atómico Mecánico-Cuántico (Modelo Actual)

Este modelo, desarrollado a partir de la mecánica cuántica, explica la estructura atómica de forma más precisa y adaptada a los descubrimientos modernos. A diferencia de los modelos anteriores, no habla de órbitas definidas, sino de orbitales atómicos.

Los orbitales atómicos son regiones del espacio alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón con un nivel de energía determinado es muy alta. Este modelo incorpora una mayor exactitud y validez científica en la descripción de la distribución de los electrones alrededor del núcleo. Es importante destacar que el núcleo ocupa un volumen aproximadamente 10,000 veces menor que la zona de los orbitales.

Características del Átomo y Configuración Electrónica

Los átomos de un elemento químico se caracterizan por el número de sus partículas subatómicas:

• Número Atómico (Z): Representa el número de protones en el núcleo. Define la identidad del elemento.
• Número Másico (A): Es la suma del número de protones y neutrones en el núcleo (A = Z + N).
• Número de Neutrones (N): Se calcula como N = A - Z.

En su estado fundamental, los átomos son neutros, lo que significa que tienen el mismo número de protones y electrones.

Isótopos

Los isótopos son átomos de un mismo elemento químico que se diferencian en su número de neutrones y, por lo tanto, en su número másico (A). La masa atómica de un elemento químico se establece como la media ponderada de las masas de sus isótopos naturales.

Configuración Electrónica

La configuración electrónica describe cómo se distribuyen los electrones en los diferentes niveles y subniveles de energía alrededor del núcleo. Los electrones ocupan zonas con valores de energía específicos donde se encuentran estables.

• Alrededor del núcleo existen niveles de energía (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7).
• En cada nivel de energía existen subniveles de energía, denominados orbitales (s, p, d y f).
• Cada orbital puede albergar un máximo de dos electrones.
• Los electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía, siguiendo principios como el de Aufbau (diagrama de Moeller), la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli.

Enlace Químico: La Unión de los Átomos

El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos para formar moléculas o compuestos. Los principales tipos de enlace son:

• Enlace Covalente: Se forma entre dos no metales, compartiendo electrones.
• Enlace Iónico: Se forma entre un metal y un no metal, mediante la transferencia de electrones y la formación de iones.
• Enlace Metálico: Se forma entre dos metales, donde los electrones de valencia se deslocalizan en una "nube" electrónica compartida.