Fundamentos de la Estructura Atómica: Modelos, Partículas y Niveles Energéticos

La Teoría Atómica de Dalton

La teoría atómica propuesta por John Dalton sentó las bases de la química moderna a principios del siglo XIX. Sus postulados fundamentales son:

1. La materia está formada por átomos, partículas indivisibles e indestructibles.
2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos: poseen la misma masa y las mismas propiedades químicas.
3. Los átomos de diferentes elementos tienen masas y propiedades químicas distintas.
4. Los compuestos químicos se forman por la combinación de átomos de dos o más elementos diferentes.
5. Cuando dos o más átomos de distintos elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen en una relación de números enteros sencillos (Ley de las Proporciones Múltiples).
6. En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen; solamente cambian su distribución para formar nuevas sustancias (Ley de Conservación de la Masa).

Partículas Subatómicas Fundamentales

El descubrimiento de las partículas subatómicas refutó el postulado de Dalton sobre la indivisibilidad del átomo.

El Electrón

Partícula elemental con carga eléctrica negativa. Su carga siempre es un múltiplo exacto de la carga elemental: 1,6 × 10^-19 C. Su masa es de 9,1 × 10^-31 kg.

El Protón

Partícula elemental positiva con una carga elemental de 1,6 × 10^-19 C y una masa de 1,67 × 10^-27 kg.

El Neutrón

Partícula que carece de carga eléctrica (neutra). Su masa es de 1,67 × 10^-27 kg.

Implicaciones del Descubrimiento de Partículas

El descubrimiento de estas partículas puso de manifiesto que:

1. El átomo es divisible, ya que contiene partículas materiales subatómicas.
2. Los electrones poseen carga eléctrica negativa.
3. El resto del átomo (el núcleo) constituye la mayor parte de la masa atómica y tiene carácter positivo.
4. Dado que el átomo es eléctricamente neutro, el número de electrones debe ser igual al número de protones.

El Modelo del Átomo Nuclear de Rutherford

Ernest Rutherford propuso un modelo donde el átomo posee un núcleo central en el que está concentrada casi toda su masa, aportada por los protones y los neutrones. El átomo constituye un espacio fundamentalmente vacío. Los electrones giran a gran velocidad en torno al núcleo y están separados de este por una gran distancia.

El Inconveniente del Modelo de Rutherford

La hipótesis de un electrón girando continuamente alrededor del núcleo presenta un inconveniente físico: cualquier carga en movimiento acelerado emite energía en forma de radiación. Por lo tanto, el electrón debería perder energía continuamente y acercarse cada vez más al núcleo hasta colapsar sobre él. Sin embargo, esto no sucede en la realidad, lo que evidenció la necesidad de un nuevo modelo.

El Modelo de los Niveles de Energía (Bohr)

Espectro Atómico de Emisión

Es el conjunto de radiaciones electromagnéticas emitidas por el átomo de un elemento químico que ha sido excitado previamente, ya sea mediante calor o mediante corriente eléctrica.

Interpretación del Espectro Atómico del Hidrógeno

Los espectros atómicos constituyen una importante fuente de información sobre la estructura de la materia. Niels Bohr presentó el primer modelo atómico basado en la existencia de niveles de energía discretos dentro del átomo. Este modelo explicaba la estructura del átomo de hidrógeno y su espectro, apoyándose en tres postulados:

1. Existen ciertas órbitas circulares estables a lo largo de las cuales el electrón se desplaza a gran velocidad sin emitir energía.
2. El electrón posee una energía determinada en cada órbita, la cual es mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo. Lo que caracteriza a una órbita es el nivel energético que posee.
3. El electrón no irradia mientras permanece en una órbita estable. La radiación (emisión o absorción de energía) ocurre solo cuando el electrón salta de un nivel de energía superior a otro inferior, o viceversa. La energía se emite o absorbe en forma de un cuanto de radiación definido.

Niveles Energéticos Principales (Capas)

Los niveles energéticos se designan con letras, indicando entre paréntesis el número máximo de electrones que pueden albergar:

• K (2)
• L (8)
• M (18)
• N (32)

Identificación y Caracterización de los Átomos

Número Atómico (Z)

Es el número de protones presentes en el núcleo de un átomo. Este número define la identidad química del elemento. Se indica mediante un subíndice situado delante del símbolo del elemento correspondiente (ejemplo: _ZX).

Número Másico (A)

Es la suma del número de protones y de neutrones contenidos en el núcleo. Representa la masa aproximada del átomo. Se indica mediante un superíndice situado delante del símbolo del elemento (ejemplo: ^AX).

Isótopos

Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico (Z, igual número de protones) pero distinto número másico (A, diferente número de neutrones).

Masa Atómica Relativa (Ar)

Es la masa promedio de un átomo de un elemento, medida por comparación con la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12 (la unidad de masa atómica, u).