Creencias, ideas y teorías sobre los átomos

Del átomo filosófico al átomo de Dalton

Hace unos 2.400 años, el filósofo griego Demócrito propuso que si cortas la materia una y otra vez, llegas a un trozo que ya no se puede dividir. Lo llamó átomo («sin división»). Era una idea basada en el razonamiento, sin experimentos.

En 1808, el químico inglés John Dalton convirtió esa idea en una teoría apoyada en las leyes de las reacciones químicas (conservación de la masa y proporciones definidas). Sus postulados principales:

• La materia está formada por átomos indivisibles e indestructibles.

• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, con la misma masa.

• Los átomos de elementos distintos se diferencian en su masa y sus propiedades.

• En una reacción química los átomos se reordenan, pero no se crean ni se destruyen.

Su modelo es una esfera sólida e indivisible, como una bola de billar.

Thomson: el átomo tiene partes

En 1897, J. J. Thomson estudió los rayos que viajan dentro de un tubo de vidrio con gas a baja presión (tubo de rayos catódicos). Observó que los rayos se desviaban hacia el polo positivo de un campo eléctrico: estaban formados por partículas con carga negativa, los electrones, presentes en todos los materiales.

Entonces el átomo no era indivisible. Como el átomo es neutro, debía contener también carga positiva. Thomson propuso una esfera positiva con electrones incrustados, como las pasas en un budín.

Lo que explica: que el átomo es neutro y que contiene electrones. Lo que no explica: cómo se distribuye realmente la carga positiva (lo mostrará Rutherford).

Rutherford y el núcleo

En 1911, Ernest Rutherford y sus colaboradores bombardearon una lámina muy delgada de oro con partículas alfa (positivas). Si Thomson tenía razón, la carga positiva estaría repartida por todo el átomo y las partículas pasarían con desviaciones muy leves.

Modelo de Rutherford: el átomo tiene un núcleo central muy pequeño, con casi toda la masa y carga positiva; los electrones giran a su alrededor, en un espacio enorme comparado con el núcleo. Es el modelo «planetario».

Su limitación: según la física clásica, un electrón que gira emitiría energía y caería al núcleo; el átomo no sería estable. Tampoco explicaba los espectros.

Partículas subatómicas, Z y A

El átomo de Rutherford se describe con tres partículas:

• Número atómico $Z$: número de protones. Identifica al elemento.

• Número másico $A$: protones + neutrones.

• Neutrones: $N = A - Z$.

En un átomo neutro, electrones = protones = $Z$. Un ion es un átomo que ganó o perdió electrones; el número de protones no cambia:

• Catión (carga $n+$): perdió $n$ electrones, electrones $= Z - n$.

• Anión (carga $n-$): ganó $n$ electrones, electrones $= Z + n$.

Bohr: niveles de energía y colores

En 1913, Niels Bohr resolvió el problema de la estabilidad con ideas nuevas, basadas en los espectros del hidrógeno. Cuando se calienta un gas, emite luz; al descomponerla en un prisma no sale una banda continua como el arcoíris, sino unas pocas líneas de colores, distintas para cada elemento.

Postulados de Bohr:

• El electrón gira en órbitas circulares con energías definidas (niveles, $n = 1, 2, 3\dots$) sin emitir energía mientras permanece en ellas.

• Al absorber energía, el electrón salta a un nivel superior (estado excitado).

• Al volver a un nivel inferior, emite luz cuya energía es justo la diferencia entre los dos niveles.

Como solo hay ciertos niveles, solo son posibles ciertos saltos, y cada salto da una luz de un color determinado: por eso el espectro es de líneas y no continuo. Cada elemento tiene niveles distintos y por tanto un espectro propio, como una «huella digital».

Aplicación: al calentar una sal en la llama de un mechero, o al explotar un fuego artificial, los electrones del metal se excitan y al volver emiten su color característico (sodio: amarillo; cobre: verde-azul; estroncio: rojo). Volviendo al inicio: cada color de los fuegos artificiales es el espectro de un metal distinto.

Limitaciones: funciona muy bien para el hidrógeno (un solo electrón), pero falla con átomos de varios electrones y no explica por qué solo ciertas órbitas son permitidas.

El modelo mecano-cuántico

A partir de 1920 se desarrolló el modelo actual (Heisenberg, Schrödinger, De Broglie y otros). Sus ideas centrales:

• El electrón se comporta a la vez como partícula y como onda.

• Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con exactitud, al mismo tiempo, la posición y la velocidad de un electrón. Por eso no se puede hablar de una trayectoria definida.

• Solo se puede calcular la probabilidad de encontrar al electrón en cada región. La zona del espacio donde esa probabilidad es alta (≈ 90 %) se llama orbital.

Este modelo explica los átomos con varios electrones (de ahí salen los números cuánticos y las configuraciones electrónicas que verás en la tabla periódica).

Comparación de los modelos

Cada modelo nació porque el anterior no lograba explicar un hecho experimental.

Resumen

• Demócrito imaginó el átomo; Dalton lo planteó como esfera indivisible, con base en las leyes de las reacciones.

• Thomson descubrió el electrón: esfera positiva con electrones incrustados.

• Rutherford, con la lámina de oro, halló el núcleo: pequeño, denso y positivo, con el átomo casi vacío.

• Protones (+) y neutrones (0) están en el núcleo; los electrones (−) fuera. $N = A - Z$; un ion cambia sus electrones, no sus protones.

• Bohr: niveles de energía; al bajar de nivel el electrón emite luz, de ahí los espectros de líneas y los colores de los fuegos artificiales.

• Modelo mecano-cuántico: orbitales como regiones de probabilidad, por el principio de incertidumbre de Heisenberg.