Explorando la Estructura Atómica: Desde Thomson hasta la Mecánica Cuántica

El Átomo: Un Viaje Desde los Modelos Clásicos a la Mecánica Cuántica

Descubrimientos Fundamentales

• El **electrón** fue descubierto en 1897 por J.J. Thomson como partícula negativa constituyente de los átomos. Según el modelo atómico de Thomson, el átomo estaba formado por las cargas negativas (los electrones) incrustados en una masa de carga positiva.
• El **protón** fue observado por primera vez en 1919 por Rutherford y Chadwick al bombardear ciertos átomos con partículas alfa. Su carga es positiva. Según el modelo de Rutherford, el átomo está formado por un núcleo donde se alojan la carga positiva y la casi totalidad de la masa, rodeado de una corteza formada por los electrones que giran a su alrededor.
• El **neutrón**, detectado en 1932 por Chadwick en una reacción nuclear, carece por completo de carga eléctrica.

Conceptos Clave

• El **número atómico (Z)** indica el número de protones del núcleo y determina de qué elemento se trata.
• El **número másico (A)** indica el número de neutrones y protones (es decir, nucleones) que componen el núcleo y determina el isótopo del elemento.
• Los **isótopos** son formas atómicas de un mismo elemento que difieren en su número másico debido a que poseen un distinto número de neutrones.

Teorías y Modelos Atómicos

Teoría Cuántica de Planck

La energía emitida por un cuerpo mediante la radiación de una determinada frecuencia es múltiplo de una cantidad de energía elemental denominada *cuanto*. La relación se expresa como: E = hν, donde h es la constante de Planck y ν es la frecuencia.

Teoría Corpuscular de la Luz de Einstein

La luz está constituida por partículas, fotones, cuya energía es E = hν.

Modelo Atómico de Bohr

Este modelo está basado en dos principios fundamentales:

1. El espacio que rodea al núcleo tiene zonas permitidas (niveles) en los cuales puede encontrarse el electrón. Los niveles vienen definidos por el número cuántico principal, *n*.
2. Siempre que un átomo absorbe o emite energía, lo hace mediante cuantos completos de valor hν.

Modificaciones al Modelo de Bohr

El modelo atómico de Bohr se vio afectado por varias modificaciones:

• En 1915, el físico danés Sommerfeld sugirió que el electrón podía describir órbitas circulares y elípticas alrededor del núcleo en un mismo nivel energético. Propuso así la existencia de un segundo número cuántico, *l*, cuyos valores dependen del número cuántico principal.
• El efecto Zeeman, relacionado con las líneas del espectro, obligó a involucrar un tercer número cuántico, llamado número cuántico magnético *ml*, definido por las orientaciones de la órbita del electrón en el espacio.
• Goudsmit propuso la rotación del electrón sobre sí mismo que definiría un cuarto número cuántico, el número cuántico de espín *ms*.

Modelo Mecano-Cuántico

El electrón, como cualquier partícula en movimiento, presenta propiedades ondulatorias y corpusculares. Es imposible determinar con exactitud la posición de un electrón alrededor del átomo. El orbital es la región en la cual existe una mayor probabilidad de encontrar al electrón. Los estados energéticos permitidos para el átomo y la molécula se distinguen entre sí mediante los cuatro números cuánticos.

Reglas de Configuración Electrónica

Regla de la Construcción (Principio de Mínima Energía o Aufbau)

La configuración electrónica fundamental se obtiene colocando los electrones uno a uno en los orbitales disponibles del átomo en orden creciente de energía.

Principio de Exclusión de Pauli

Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.

Regla de Máxima Multiplicidad de Hund

Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados de la misma energía, lo harán en orbitales diferentes y con espines paralelos mientras sea posible.

Los orbitales llenos o semillenos confieren al átomo una estabilidad adicional.