Explorando los Modelos Atómicos: Desde Thomson hasta la Configuración Electrónica

Modelos Atómicos: Un Recorrido Histórico

Modelo Atómico de Thomson

Thomson imaginó los átomos como esferas macizas y uniformes de carga positiva, neutralizadas por los electrones, que estarían incrustados en ellas. La adición de nuevos electrones dotaría al átomo de carga negativa, mientras que la pérdida de algunos electrones le proporcionaría una carga positiva.

Modelo Atómico de Rutherford

Según Rutherford, el átomo contenía una zona con carga positiva, muy pequeña y extremadamente densa, a la que denominó **núcleo**. Este núcleo ocupa una fracción muy pequeña del volumen total del átomo y acapara la mayor parte de su masa, estando cargado positivamente con protones. La **corteza** es una extensa zona donde los electrones giran alrededor del núcleo.

Modelo Atómico de Bohr

En el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al núcleo solo en ciertas órbitas circulares estables donde, al moverse, no pierden energía (estas órbitas se denominan **estacionarias**). Las únicas órbitas permitidas son aquellas cuya energía adopta unos valores determinados. A estas órbitas se les llamó **niveles de energía** y se representan con la letra *n*. Cuanto más alejado esté el nivel del núcleo, mayor será su energía.

Un electrón puede saltar de un nivel de mayor energía a otro emitiendo ese exceso en forma de radiación (o absorbiendo el defecto de energía, si salta de un nivel menos energético a otro más energético). La fórmula 2*n*² representa el número de electrones en una órbita.

Conceptos Clave en la Estructura Atómica

Isótopos

Se llama **isótopos** a las distintas clases de átomos que forman un elemento. Los isótopos tienen el mismo número atómico y distinto número másico, es decir, se diferencian en el número de neutrones. La causa principal de que las masas atómicas de los elementos sean números decimales es que son medias ponderadas de las masas atómicas de los isótopos que contienen.

La masa atómica de un isótopo es algo menor que la correspondiente al conjunto de sus protones y neutrones, debido a la pérdida de masa que se libera en forma de energía al formarse el núcleo.

Elemento Químico

Un **elemento químico** es aquella sustancia formada por átomos que tienen igual número atómico.

Orbital Atómico

Un **orbital atómico** es la zona del espacio en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón con determinada energía.

Configuración Electrónica

La **configuración electrónica** se refiere al ordenamiento de los electrones en los diferentes niveles y orbitales de un átomo. Cuando los niveles y orbitales son los de menor energía, su configuración electrónica se denomina de su **estado fundamental**. En caso contrario, se denomina **estado excitado**.

Para obtener la configuración electrónica de un elemento, hay que tener en cuenta las siguientes reglas:

Principio de Exclusión de Pauli

El **Principio de Exclusión de Pauli** establece que en un átomo no puede haber dos electrones con los mismos números cuánticos. Por lo tanto, el número máximo de electrones que caben en un orbital son 2, con número de espín opuesto y el mismo número *n*, *l*, y *m*.

Regla de la Mínima Energía (o Principio de Aufbau)

La **Regla de la Mínima Energía** (también conocida como Principio de Aufbau) establece que los electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía. El orden de energía de los distintos orbitales se determina siguiendo el **diagrama de Moeller**.