Evolución de los Modelos Atómicos: De Thomson a la Actualidad

Los Modelos de Thomson, Rutherford y Bohr

El inglés J. Thomson (1856-1940) fue el primero que trató de explicar la estructura del átomo mediante un modelo. Según su modelo atómico, el átomo era una esfera con carga positiva, que contenía las partículas negativas en cantidad suficiente para neutralizarse entre ambas. Los neutrones, que no habían sido descubiertos, no jugaban ningún papel en este modelo.

Luego, el neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937) demostró que el interior del átomo está fundamentalmente vacío. En su modelo, el átomo estaba formado por un núcleo donde se concentraban las cargas positivas o protones, mientras que las cargas negativas o electrones eran igual, el átomo resultaba neutro.

En 1913, el físico danés Niels Bohr (1985-1962) postuló un nuevo modelo del átomo: los electrones giraban alrededor del núcleo, hasta un máximo de siete órbitas. Estas órbitas se corresponden con diferentes niveles de energía y se hallan ubicadas a distintas distancias del núcleo, hasta un máximo de siete órbitas. Las órbitas se designan numéricamente del 1 al 7, o en forma alfabéticamente, con letras K, L, M, N, O, P y Q. El nivel 1, u órbita K, es el más cercano al núcleo, luego le sigue el nivel 2, u órbita L, etc.

El Modelo Atómico Moderno

Desde la época de Bohr, se amplió el conocimiento del interior del átomo. Actualmente, se considera que es imposible establecer de modo exacto la trayectoria de un electrón alrededor del núcleo sin que el electrón cambie de posición. Por ello, en vez de órbitas, se dice que existen zonas alrededor del núcleo donde es más probable que se halle un electrón. Estas zonas reciben el nombre de orbitales.

Existen varios tipos de orbitales, que se distinguen entre sí por su forma y por su orientación en el espacio. Según su forma, se reconocen cuatro tipos de orbitales, designados con las letras S, P, D, F. Los orbitales S, de forma esférica, tienen una sola forma de orientación o disposición espacial: Los orbitales P pueden tener tres orientaciones; Los orbitales D, cinco orientaciones, y los orbitales F, siete orientaciones.

Cada orbital, en cualquiera de sus formas, puede estar ocupado por hasta dos electrones. Asimismo, cada electrón que se halla en un orbital posee un grado de giro sobre su eje, conocido como espín, que origina un campo magnético alrededor del electrón. El espín de un electrón solo puede tener uno de dos valores, horario o antihorario. Cuando dos electrones se hallan en el mismo orbital, uno tiene el espín opuesto al del otro.

Cálculo de Protones, Neutrones y Electrones

Para calcular el número de protones, neutrones y electrones en un átomo, necesitas conocer el número atómico (Z) y el número másico (A) del elemento.

• El número de protones y el número de electrones es igual al número atómico (Z).
• El número de neutrones se obtiene restando el número atómico (Z) del número másico (A): A - Z.

Ejemplo:

Si el número másico es 23 y el número atómico es 11, entonces el número de neutrones es 23 - 11 = 12.

Configuración Electrónica

En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.^1,2 Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.³ Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.