Fundamentos de la Estructura Atómica: Descubrimientos y Modelos Cuánticos

Fenómenos que Cuestionaron la Indivisibilidad del Átomo

Históricamente, la concepción del átomo como una partícula indivisible fue desafiada por diversos fenómenos y descubrimientos:

• Electrización por frotamiento
• Construcción de la primera pila por Alessandro Volta
• La electrólisis observada por Humphry Davy y Michael Faraday (1 Faraday equivale a 1 mol de electrones, cuya carga es aproximadamente 96500 C)
• Estudio de descargas eléctricas a través del vacío en tubos de vidrio
• Descubrimiento de los rayos X por Wilhelm Conrad Röntgen
• Descubrimiento de la radiactividad natural por Henri Becquerel

Descubrimiento del Electrón

En 1875, el inglés William Crookes observó que si en un tubo de vidrio que contiene gas a muy baja presión se introducen dos electrodos y entre ellos se aplica una diferencia de potencial elevada, aparece un flujo de corriente que parte del electrodo negativo (cátodo) y viaja hasta el electrodo positivo (ánodo).

En 1897, Joseph John Thomson, estudiando el grado de desviación de los rayos catódicos en presencia de campos eléctricos y magnéticos, demostró que se trataba de partículas cargadas negativamente y las llamó electrones.

Descubrimiento del Protón

En 1886, Eugen Goldstein observó, en un tubo de rayos catódicos con cátodo perforado, unos nuevos rayos que atravesaban los orificios. Fueron llamados rayos canales o positivos porque se movían en sentido contrario a los rayos catódicos. Ernest Rutherford llamó protones a estos iones H⁺.

Descubrimiento del Neutrón

Ernest Rutherford sugirió en 1920 la existencia de un tercer tipo de partícula que, sin carga, tendría una masa parecida a la del protón y estabilizaría el núcleo. Propuso llamarla neutrón. En 1932, James Chadwick confirmó experimentalmente la existencia del neutrón.

Números que Identifican a los Átomos

Número Atómico (Z)

Expresa la carga nuclear, es decir, el número de protones que posee un átomo, y es una propiedad característica del elemento al que pertenece. Define la identidad química del elemento.

Número Másico (A)

Expresa la suma de protones y neutrones existentes en el núcleo de un átomo. Su fórmula es: A = Z + n (donde 'n' es el número de neutrones).

Isótopos

Son átomos del mismo elemento que poseen el mismo número atómico (Z) pero diferente número másico (A). Se diferencian en el número de neutrones. Actualmente, se sabe que la mayoría de los elementos naturales se encuentran en forma de mezclas isotópicas.

La causa principal de que las masas atómicas relativas de los elementos sean números decimales es que corresponden a las medias ponderadas de las masas atómicas de sus isótopos naturales.

Un elemento químico es una sustancia pura formada por átomos que poseen el mismo número atómico.

Espectros Atómicos de Emisión

Son una serie de líneas brillantes, coloreadas (en el rango visible o no), que se obtienen al analizar la luz emitida por los elementos gaseosos cuando son activados energéticamente (por ejemplo, mediante calor o descargas eléctricas).

Fundamentos de la Mecánica Cuántica

Hipótesis de Planck y Efecto Fotoeléctrico

Max Planck postuló que los cuerpos emiten o absorben energía en paquetes discretos, o cuantos de energía, cuya magnitud es directamente proporcional a su frecuencia (E = hν, donde 'h' es la constante de Planck y 'ν' es la frecuencia).

El efecto fotoeléctrico fue interpretado en 1905 por Albert Einstein basándose en la hipótesis de Planck: cada fotón lleva una energía cuantizada (E = hν) de modo que, al chocar contra un metal, si su energía es suficiente, puede arrancar electrones, produciendo una corriente eléctrica. La ecuación que describe este fenómeno es: hν = W + KE_máx, donde W es la función de trabajo (energía mínima para arrancar un electrón) y KE_máx es la energía cinética máxima del electrón emitido.

Modelo Atómico de Bohr

Niels Bohr sugirió que en el átomo:

• Los electrones giran en torno al núcleo solo en ciertas órbitas circulares estables, llamadas órbitas estacionarias, donde no emiten ni absorben energía.
• Las únicas órbitas permitidas son aquellas cuya energía adopta valores discretos y cuantizados. A estas órbitas las denominó niveles de energía y las representó con la letra n (número cuántico principal).
• Cuanto más alejado del núcleo se encuentre un electrón, mayor será su energía.
• Un electrón puede saltar de un nivel de mayor energía a uno de menor energía, emitiendo ese exceso de energía en forma de radiación (fotón). Inversamente, si salta de un nivel de menor energía a uno de mayor energía, absorbe energía.

Orbitales Atómicos y Números Cuánticos

La mecánica cuántica moderna describe el comportamiento de los electrones en el átomo:

1. Los electrones poseen una dualidad onda-partícula, y su movimiento se describe mediante ecuaciones de ondas (como la ecuación de Schrödinger).
2. La posición y el momento (o velocidad) de un electrón no pueden determinarse simultáneamente con precisión arbitraria (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).
3. El cálculo de la probabilidad de encontrar un electrón en una región específica del espacio da origen a cuatro números cuánticos. Los números cuánticos n (principal), l (azimutal o del momento angular) y m_l (magnético) determinan la energía, el tamaño, la forma (orbitales s, p, d o f) y la orientación espacial de dicha región, denominada orbital atómico. El cuarto número cuántico, m_s (o de espín), señala la orientación del espín del electrón (su momento magnético intrínseco).