Introducción a la Historia de Los Modelos Atómicos
El concepto del átomo como lo conocemos hoy en diferentes campos de las ciencias, es resultado de una serie de investigaciones procedentes del interés de pensadores y científicos que en un principio buscaban conocer los componentes fundamentales de la materia, pero con el paso del tiempo y a causa de los avances logrados, el interés se transformó en identificar las propiedades de partículas de tamaños tan reducido que son invisibles para el ojo humano o cualquiera de sus instrumentos, los cuales solo las detectan.
Dichas partículas se estudiaron desde campos diferentes al de la química, ya que no describían un comportamiento acorde con las leyes de la física clásica, logrando de esta forma una transformación de la física, la química y la biología.
En esta unidad realizaremos un recorrido histórico por los diferentes modelos, postulados y científicos que aportaron a la idea de los átomos que tenemos hoy en día.
Línea de Tiempo: Un Recorrido Histórico por los Modelos Atómicos.
La Idea del Átomo en la Antigüedad
Demócrito (460 a. C. - 370 a. C.)
Filósofo griego, quien por medio de observaciones, como era lo común en la época, propuso que la materia no puede ser dividida de forma infinita (como se ejemplifica en la imagen 01), sino que existen unas partículas muy pequeñas (sin forma definida), indivisibles e indestructibles, las cuáles componen toda la materia.
Imagen 01. Idea atómica de Demócrito.
A estas partículas las nombró átomos, cuya raiz es la unión del prefijo "a" que significa sin, "tómos" que significa partes, por lo que literalmente significa "sin partes" o "sin division".
Este concepto tardaría más de 2000 años en ser utilizado por un científico quien propondría la primera teoría atómica.
1803 - El Átomo como Partícula Indivisible en la Era Moderna
John Dalton (1766 - 1844)
Imagen 02. Retrato John Dalton
Naturalista, químico, matemático y meteorólogo de origen inglés. Basó sus investigaciones en:
Toda la materia está compuesta de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
Los átomos de un elemento dado son idénticos en tamaño, masa y otras propiedades. Los átomos de diferentes elementos difieren en tamaño, masa y otras propiedades.
Los átomos no se pueden subdividir, crear o destruir.
Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse en proporciones simples de números enteros para formar compuestos químicos.
En las reacciones químicas, los átomos se combinan, separan o reorganizan.
1897 - El Descubrimiento de los Electrones, la Primera Partícula Subatómica
Joseph John Thomson (1856 - 1940)
Imagen 05. Retrato J.J. Thomson
Científico británico quien desubrió el electron, los isótopos y el espectrómetro de masas.
Descubrió el electrón en 1897, realizando experimentos con electricidad y gases a baja presión en los cuales se observa un rayo de luz fluorescente llamado rayo catódico (Imagen 06a), Ese rayo al ser sometido a un campo magnético externo se desvía del flujo original, siendo atraído por el polo positivo (Imagen 06b).
Observando lo descrito en el párrafo anterior, Thomson definió que el rayo estaba formado por partículas negativas (ya que eran atraídas por el polo positivo); de esta forma planteó que el átomo tiene una parte positiva y una parte negativa (móvil), juntas formaban los átomos neutros.
Imagen 06. Representación Tubo de Rayos Catódicos a) flujo de electrones producido por un gas a baja presion sometido a alto voltaje. b) El flujo de electrones sometido a un campo magnético externo.
Basado en lo anterior J. J. Thomson desarrolla el modelo atómico conocido como el "pudín de pasas" / "plum pudin" en 1904 (el nombre hace referencia aun postre tradicionalmente inglés).
Imagen 07. Modelo atómico de Thomson (a) comparado con unpudín de pasas (b)
En este modelo se describe a los electrones adheridos a una esfera positiva, como las pasas en una torta o pudín de pasas, dicha esfera positiva no se pensaba rígida, sino más bien algo gelatinosa que permitía el movimiento de los electrones en su interior.
🏅Premio Nobel en Física (1906) por el descubrimiento de los electrones y los isótopos.
Algunos años después este modelo atómico sería refutado por uno de sus alúmnos Ernest Rutherford.
Físico neozelandés, dedicado al estudio de las partículas radiactivas, logró clasificarlas en partículas alfa, beta y gamma.
En 1911 Rutherford (alúmno de J. J. Thomson) junto a dos compañeros de investigación Hans Geiger y Ernest Marsden, llevaron a cabo un experimento denominado "experimento de la lámina de oro" / "glod foil experiment".
El experimento de la lámina de oro se representa en la imagen 09 y consiste en:
Tomar una lámina de oro muy delgada (Gold foil).
Ubicar una pantalla detectora de partículas alfa (detector) alrededor de la lámina de oro.
Utilizar una fuente radioactiva (radioactive source) que proporcione los rayos alfa (Beam of α particles).
Se dirigen los rayos α a la lámina de oro y se toman los resultados analizando la pantalla detectora de partículas α.
Imagen 09. Experimento de la lamina de oro.
Se esperaba que si el modelo de Thomson era adecuado, todas las particulas α deberían atravezar la lámina con poca o ninguna desviación, ya que la esfera de carga positiva no era rígida y no sería un obstáculo (Image 10a); pero lo que Rutherford descubrió fue que un pequeño porcentaje de partículas alfa se desviaban en ángulos grandes (1 de cada 8000 partículas) como se observa en la imagen Image 10b.
Imagen 10. Resultados experimento lámina de oro. a) Resultado esperado. b) Resultado observado.
Imagen 11. Representación del Modelo nuclear.
Debido a las observaciones realizadas, Rutherford y su equipo de investigadores se vieron en la tarea de plantear un nuevo modelo atómico en el cual describieron que el átomo cuenta con un centro denso, pequeño y de carga positiva que denominaron núcleo, en el que además se encuentra concentrada la mayor parte de la masa del átomo. Debido al planteamiento del núcleo atómico, el modelo atómico de Rutherford recibe el nombre de "modelo nuclear"/ "nuclear model" (imagen 11).
Imagen 12. Estadio de futbol.
La relación en tamaño entre el núcleo y el átomo, es comparable a ubicar una canica en el centro de una cancha de futbol en un estadio, en este caso la canica representa el núcleo y la hilera de gradas más lejana (desde la que se toma la foto de la imagen 12) sería el lugar donde se encunetran los primeros electrones, así pues, el espacio entre el núcleo y los electrones es espacio vacío.
Años después en 1918 se le atribuye el descubrimineto de los protones como las partículas positivas ubicadas en el núcleo del átomo, para ese momento, se suponía que eran las únicas que se encontraban en el núcleo.
🏅 Premio Nobel de Química (1908) por sus investigaciones sobre la desintegración de los elementos y la química de las sustancias radiactivas.
1913 - La Mecánica Cuántica y el Comportamiento de los Electrones
Niels Bohr (1885 - 1962)
Imagen 13. Retrato Niels Bohr.
Físico danés que enfocó sus estudios en la configuración del átomo y la mecánica cuántica.
Para llegar a su modelo atómico Bohr utilizó como base los siguientes estudios y postulados:
Max Planck en 1900, basado en sus estudios sobre emisión de cuerpos calientes, postuló que los átomos absorben y emiten energía en unidades discretas (paquetes enteros de energía) que llamó cuantos de energía.
Albert Einstein en 1905, propuso que la luz está conformada por fotones que transportan un cuanto de energía y no poseen masa (dualidad onda-partícula), estudio del efecto fotoeléctrico.
El modelo atómico de Bohr presentado en la imagen 14 describe:
Imagen 14. Modelo atómico de Bohr.
Los electrones (circulos rojos) se encuentran en el átomo alrededor del núcleo describiendo orbitas energéticas (líneas negras).
Las orbitas mencionadas son estados de energía constante o estados estacionarios de los electrones.
Cada electrón cuenta con una cantidad cuantizada de energía, por lo tanto solo podrán estar en una órbita puntual a una distancia específica del núcleo (Nunca entre ellas).
Las orbitas internas (cercanas al núcleo) son aquellas de menor energía y las externas (lejanas al núcleo) son aquellas de mayor energía.
Basado en su modelo atómico Bohr explicó la razón de los espectros de emisión y absorción de algunos gases así:
Imagen 15. (1) El electrón absorbe energía de un foton y (2) salta a una orbita de mayor energía, (3) el electrón emite la energía absorvida y regresa a la orbita inicial.
Para que un electrón realice un salto cuántico de su estado fundamental a un nivel de mayor energía, deberá absorber la cantidad de energía necesaria en forma de fotones, este fenómeno da como resultado el espectro de absorción (Imagen 15.1).
Al contrario, para que los electrones realicen su salto cuántico regresando de su estado de exitación energética a un estado de menor energía o su estado fundamental, deberán emitir energía en forma de fotones, este fenómeno da como resultado el espectro de emisión (Imagen 15.2).
El modelo atómico de Bohr es conocido como el "modelo planetario" debido a la similitud entre el movimiento en órbitas de los electrones alrededor del núcleo, con las órbitas descritas por los planetas alrededor del sol.
Debido a que el modelo planteado solo se adaptaba al espectro de emisión de los átomos de hidrógeno o de iones mono electrónicos, algunos años después este modelo sería refutado.
🏅 Premio Nobel de Física (1922) por sus servicios en la investigación de la estructura de los átomos y de la radiación emitida por ellos.
1926 - La Mecánica Cuántica y el Comportamiento de los Electrones II
Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger (1887 - 1961)
Imagen 16. Retrato Erwin Schrödinger
Físico austriaco (nacionalizado irlandés), se enfocó en estudiar la mecánica cuántica y la termodinámica.
Antes de que Schrodinger planteara su teoría atómica:
Arnold Sommerfeld en 1916 postuló que las órbitas o niveles de energía a su vez contenían orbitas elípticas que llamó subniveles de energía (ver), de esta forma se plantean el Número cuántico Principal (n) para describir el nivel de energía, y los números Azimutal (l) y magnético (ml) para describir la forma de la orbita elíptica. Profundizaremos en estos términos y su uso en la unidad siguiente.
Louis Víctor De Broglie en 1924 confirma el carácter onda-partícula en las partículas subatómicas conocidas.
Samuel Goudsmit en 1925 junto a otros científicos dan a conocer una propiedad intrínseca de los electrones, conocida como el spin. Siendo éste el cuarto número cuántico (ms) utilizado más adelante para correcciones y solución de la ecuación de Schrödinger.
Wolfgang Pauli en 1925 postula el Principio de exclusión de Pauli, dos electrones de un mismo átomo no pueden ser descritos con los mismos números cuánticos.
Con toda esta información disponible Schrödinger en 1926 postula su modelo atómico con las siguientes características:
Los electrones se mueven en forma de ondas estacionarias.
El movimiento de los electrones es constante y se da en una zona probabilística (calculada por la ecuación de Schrödinger), por lo tanto no se predice la ubicación de los electrónes.
Las zonas probabilísticas o también llamadas nubes de electrones están jerárquicamente ordenadas en:
Niveles de energía, regiones de energía definida en las que se encuentran los electrones y se separan por nodos.
Subniveles de energía, son las divisiones de los niveles de energía, debido a movimientos específicos de los electrones en esas zonas.
Orbitales atómicos, regiones de energía y movimientos más específicos en los que se clasifican los niveles de energía.
El modelo de Schrödinger es un modelo analítico que se representa tradicionalmente como se observa en la imagen 17, en esa representación las regiones sombradas cuentan con la mayor probabilidad de ocurrencia de los electrónes.
Imagen 17. a) Modelo atómico de Schrodinger. b) Ubicación del electrón en la nube probabilística
🏅 Premio Nobel de Física (1933) por el descubrimiento de nuevas formas productivas de la teoría atómica, este premio lo recibió junto a su compañero de investigación Paul Adrien Maurice Dirac.
1932 - La Partición de los Núcleos Atómicos
James Chadwick (1891 - 1974)
Imagen 18. Retrato James Chadwick
Físico inglés, enfocó sus esfuerzos en estudiar la radiación, fue alumno de Ernest Rutherford.
Realizó una serie de experimentos con partículas alfa (imagen 19), el experimento consistía en:
Bombardear láminas de berilio con partículas alfa.
El berilio a su vez emitía una radiación altamente penetrante de naturaleza desconocida.
Se dirigía la radiación desconocida a parafina y ésta a su vez emitía protones.
El flujo de protones se medía con un detector.
Chadwick determinó que la radiación desconocida no poseía carga (carga neutra), por lo tanto estaba formada por partículas con masa y de carga neutra, a estas partículas las nombraron Neutrones.
Algunas características de los neutrones son:
Poseen carga eléctrica de 0.
La masa de un neutrón es similar a la de un protón (aproximadamente 1 UMA).
Al no poseer carga no es posible definir su masa mediante técnicas analíticas de espectrometría de masas.
La masa de un neutrón se calcula restando la masa de un protón a un núcleo de deuterio (átomo de hidrógeno con un protón, un electrón y un neutrón, denominado H-2), es posible ya que la masa de los electrones es insignificante en comparación.
Gracias a este descubrimiento se pudo estudiar y mejorar la idea sobre los isótopos de los elementos químicos y definir de forma precisa la masa de los átomos.
En este punto el átomo poseía:
Un núcleo con dos partículas subatómicas, los protones y los neutrones.
La periferia, es la región en torno al núcleo donde se movilizan (a la velocidad de la luz) los electrones en forma de ondas, a los cuales no es posible determinar la energía y la posición al mismo tiempo, postulado realizado por Werner Heisenberg en 1927 (Principio de incertidumbre de Heisenberg).
🏅 Premio Nobel de Física (1935) por el descubrimiento del neutrón.
Decada de 1920 - La Union de las Ideas
El Modelo Atómico Actual
El modelo atómico actual es el resultado de los aportes de algunos de los científicos más destacados de la era moderna, algunos de los cuales han sido mencionados hasta ahora y que aparecen en la foto de la conferencia SOLVAY #05 captada en Bruselas en 1927.
Imagen 20. Participantes de la conferencia Solvay realizada en Bruselas (1927)
Este modelo está fundamentado en la mecánica cuántica ondulatoria, la misma que se fundamenta en los cuatro números cuánticos, de los cuales hablaremos en la siguiente unidad, pero a grandes rasgos se utilizan para describir cada electrón en un átomo.
Las características del modelo atómico actual son:
Los electrones se caracterizan por su masa m, su espín s y por su carga negativa.
La cantidad de electrones en un átomo neutro debe ser igual a la cantidad de protones (igual al número atómico, Z), logrando la neutralidad del átomo.
Los electrones en los átomos se encuentran distribuidos en los niveles de energía.
Se mueven en la periferia del átomo, sin perder o ganar energía sin interrupción externa.
Todo nivel de energía posee uno o más subniveles.
Todo subnivel está constituido por uno o más orbitales (nubes de electrones de forma determinada).
Un orbital puede albergar un máximo de dos electrones de spin contrario.
La imagen 21 muestra la representación de la nube de electrones (zona difusa), la región más oscura indica una alta probabilidad de encontrar el electrón, la región más alejada representa una menor probabilidad de encontrar el electrón.
El video 01 explica de forma gráfica con modelo en 3D la idea del modelo atómico actual, Muestra los protones y neutrones (descubiertos por Rutherford y Chadwick respectivamente) ubicados en el núcleo, y en la periferia del núcleo en forma de "globos" o de nubes difusas, se ubican los electrones en los niveles, subniveles y orbitales.
Imagen 21. Ejemplo del modelo atómico actual
Video 01. Modelo Atómico Actual.
Al no poder visualizar los átomos, el objetivo de cada modelo atómico fue representar de la forma mas simple posible y con precisión toda la evidencia experimental recolectada sobre los átomos.
Se conocen como radiación alfa o rayos alfa (denotadas con la letra griega α). Es una partícula constituida por dos neutrones y dos protones, similar al núcleo del Helio-4. Esta partícula es emitida por la descomposición de algunos materiales radioactivos.
Es un fenómeno que ocurre cuando la luz brilla sobre una superficie metálica y provoca la eyección de electrones de ese metal.
Se observó que solo las frecuencias de luz o de radicación electromagnética son capaces de provocar la eyección de electrones, generalmente las ondas de mayor frecuencia y energía. Algunos ejemplos de estas ondas ionizantes son los rayos gamma, los rayos X, rayos alfa y los rayos beta.
Este fenómeno no puede ser explicado por la Física clásica, solo por la física cuántica.
Cuanto ó Quantum postulado por Max Planck, de acuerdo a la física cuántica, son las unidades discretas de energía emitidas mediante la radiación electromagnética.
Planck planteó que la energía es emitida o absorbida por los átomos en múltiplos enteros de lo que denominó "cuanto de acción" cuyo valor es 6,62607015 × 10-34 J⋅s1, a esta constante se le conoce como la constante de Plack y relaciona la frecuencia de una onda electromagnética con la energía de la misma.
Un espectro de emisión atómica es el patrón de líneas que se forma cuando la luz pasa a través de un prisma para separarla en las diferentes frecuencias de luz que contiene. La siguiente figura muestra el espectro de emisión atómica del hidrógeno, helio y hierro.
