Evolución de los Modelos Atómicos: De Thomson a la Estructura Cuántica

Evolución de los Modelos Atómicos: Un Recorrido Histórico

Modelo Atómico de Thomson (1897)

J.J. Thomson demostró en 1897 que el átomo estaba formado por partículas subatómicas con masa y carga negativa, las cuales fueron bautizadas como electrones.

Propuesta del Primer Modelo Atómico

Thomson propuso el siguiente modelo:

• Los electrones (pequeñas partículas con carga negativa) se encuentran incrustados en una masa de carga positiva.
• La carga positiva compensa exactamente la carga negativa de los electrones, haciendo que el átomo sea eléctricamente neutro.

Modelo Atómico de Rutherford

El experimento clave de Rutherford implicó:

1. Hacer incidir partículas alfa ($\alpha$) sobre una lámina de oro muy delgada.
2. Tras atravesar la lámina, las partículas $\alpha$ chocan contra una pantalla, produciendo un chispazo.

La conclusión fundamental fue que, para que las partículas se desviaran, debían encontrar en su trayectoria una zona concentrada de carga positiva y masa significativa, a la que denominó núcleo, cuya masa fuera comparable o mayor a la de las partículas $\alpha$.

Modelo Atómico de Bohr

El modelo de Bohr introdujo la cuantización de las órbitas:

• En el centro del núcleo se encuentra la carga positiva y prácticamente toda la masa.
• Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, pero solo algunas órbitas están permitidas, y en ellas gira un número determinado de electrones.

Distribución de electrones en las primeras órbitas según Bohr:

• En la primera órbita giran 2 electrones.
• En la segunda órbita giran 8 electrones.
• En la tercera órbita giran 17 electrones.

Modelo Atómico Actual (Cuántico-Ondulatorio)

El modelo actual se basa en descubrimientos posteriores:

• Rutherford confirmó la existencia de una partícula positiva llamada protón.
• El electrón (descubierto por Thomson) y el protón forman parte de la estructura básica.
• Existe una tercera partícula, el neutrón, descubierto por Chadwick.

Estructura General del Átomo Actual

El átomo consta de:

• Un núcleo positivo donde se encuentran los protones y los neutrones.
• Una corteza donde se encuentran los electrones girando en órbitas o regiones de probabilidad (orbitales).
• Se mantiene la neutralidad eléctrica: hay la misma cantidad de electrones que de protones.

Conceptos Fundamentales

Número Atómico ($Z$)

Es el número de protones que tiene un átomo. Se representa por la letra $Z$.

Número Másico ($A$)

Es la suma del número de protones y neutrones que tiene un átomo. Se representa por la letra $A$.

Masa Atómica

La masa de un átomo es la suma de la masa de las partículas que lo forman (masa de los neutrones, protones y electrones). Los protones y neutrones son aproximadamente 1000 veces más masivos que los electrones. Se utiliza la unidad de masa atómica ($ ext{uma}$). Expresada en umas, la masa de un átomo coincide con su número másico ($A$).

Isótopos

Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico ($Z$) pero diferente número másico ($A$).

Masa de un Elemento

La mayoría de los elementos químicos presentan isótopos. Por lo tanto, la masa de un elemento químico viene dada por la media ponderada de las masas de los isótopos que lo forman.

Estructura Electrónica de los Elementos

Modelo Atómico de Orbitales

El modelo atómico de orbitales se basa en las ideas del austriaco Schrödinger y el alemán Heisenberg.

Tipos de Orbitales

Hay varias clases de orbitales que se diferencian en su forma y orientación en el espacio. Podemos distinguir entre orbitales:

• s: Puede albergar un máximo de 2 electrones.
• p: Puede albergar un máximo de 6 electrones.
• d: Puede albergar un máximo de 10 electrones.
• f: Puede albergar un máximo de 14 electrones.

Configuración Electrónica

Llamamos configuración electrónica de un elemento a la distribución de los electrones en los distintos orbitales de la corteza.

El orden de llenado de los orbitales no es aleatorio; los electrones van ocupando primero aquellos que están situados más cercanos al núcleo porque tienen menor energía.

Iones

Son átomos que han perdido o ganado electrones, por lo que adquieren carga eléctrica:

• Los iones positivos o cationes son átomos que han perdido electrones de su nivel más externo. Como el número de protones es mayor que el número de electrones, adquieren carga positiva.

Radiactividad Natural

Marie Curie definió la radiactividad como el proceso de emisión espontánea de radiaciones por parte de núcleos de elementos naturales inestables, los cuales se transforman en otros núcleos.

Clasificación de las Radiaciones

Los distintos tipos de radiaciones se clasifican según su poder de penetración con los nombres alfa, beta y gamma:

• Alfa ($\alpha$): Son núcleos de helio (formados por dos protones y dos neutrones). Solo penetran unas milésimas de centímetro en el aluminio.
• Beta ($\beta$): Son electrones rápidos. Son casi 100 veces más penetrantes que las alfa.
• Gamma ($\gamma$): Son radiaciones electromagnéticas (fotones) de mayor frecuencia que los rayos X.

Radiactividad Artificial

Es un tipo de radiactividad que surge de un isótopo que producimos previamente en el laboratorio mediante una reacción nuclear. Este isótopo sigue todas las leyes radiactivas estudiadas para la radiactividad natural.