El documento describe la evolución del modelo atómico desde la teoría de Dalton hasta el modelo atómico actual basado en la mecánica cuántica. Comienza con la teoría de Dalton sobre los átomos y moléculas y luego describe los descubrimientos de Thomson, Rutherford y otros que llevaron a la idea del núcleo atómico y las partículas subatómicas. Más adelante, explica los modelos atómicos de Thomson, Rutherford y Bohr y cómo fueron modificados para dar lugar al modelo cuántic

1. TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR DE DALTON Los filósofos griegos desarrollaron la idea de que la materia no era continua sino que debía estar constituida por pequeñísimas partículas. Así, que propusieron que la materia no podía dividirse indefinidamente sino que al final de la división llegarían a unas partículas muy pequeñas: Los átomos (La palabra griega átomo significa “indivisible”). Posteriormente se propuso, que sólo existirían cuatro elementos: agua, tierra, aire y fuego, a los que Aristóteles añadió un quinto elemento: el éter. Tuvieron que transcurrir más de 2000 años hasta que se sentaran las bases de la Química Moderna con la introducción de la Teoría atómico-molecular, cuya base ya es experimental, frente a las teorías puramente especulativas de los filósofos griegos. Entre 1803 y 1808 John Dalton propone una teoría atómica compuesta de los siguientes postulados: El Atomo

2. Postulados de Dalton Los elementos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos del mismo elemento son iguales entre sí en masa y propiedades. Los átomos de elementos diferentes difieren entre sí en masa y propiedades. Los átomos de distintos elementos pueden unirse entre sí, en proporciones constantes, formando una estructura que él denominó átomos compuestos y que nosotros conocemos actualmente como moléculas. De la teoría atómica de Dalton se destacan las siguientes definiciones: ÁTOMO: Partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. ELEMENTO: Sustancia que está formada por átomos iguales. COMPUESTO: Sustancia que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas.

3. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS La teoría atómica de Dalton resultó, inicialmente, de enorme utilidad para explicar el comportamiento de las sustancias en las reacciones químicas. Sin embargo, años más tarde, se produjeron una serie de descubrimientos que demostraron que los átomos no eran indivisibles ni tan sencillos como había pensado Dalton. Thomson estudió la descarga eléctrica que se produce dentro de tubos al vacío, llamados tubos de rayos catódicos. Thomson encontró que cuando un voltaje suficientemente alto (proveniente de una pila) era aplicado entre los electrodos como lo muestra la figura, se producía un rayo que él llamó rayos catódicos (porque comenzaba en el electrodo negativo de la pila o cátodo). Este rayo viajaba hacia el electrodo (+) por lo que dedujo que se trataba de un flujo de partículas repelidas por el electrodo (-) que necesariamente significaba que eran partículas cargadas (-) atraídas por el electrodo (+) y que llamó desde entonces electrones .

4. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS Más tarde, Goldstein trabajando con los rayos catódicos, observó otros rayos que surgían de todos los puntos del gas y que denominó rayos canales o positivos y que más tarde comprobó que estaban constituidos por los protones cuando el gas era el hidrógeno. Finalmente, Chadwick, al estudiar las características de los núcleos atómicos descubrió una nueva partícula que denominó neutrón.

5. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS El conjunto de experiencias sobre la descarga eléctrica en tubos de vacío nos ha proporcionado datos importantes sobre la estructura de la materia: El átomo contiene partículas materiales subatómicas. ( Electrones, protones y neutrones ) Estas partículas subatómicas tiene 2 propiedades importantes: La masa y la carga. El electrón e - , tiene carga eléctrica negativa (-1). Cada electrón posee una carga eléctrica elemental (no se conocen cargas más pequeñas que las del electrón). Y su masa es insignificante. El protón p + tiene una carga positiva +1 y su masa es de 1 uma. El neutrón n o no tiene carga y su masa es de 1 uma. Como los átomos son eléctricamente neutros hay que suponer que el número de cargas negativas (número de electrones) es igual al de cargas positivas (número de protones).

6. Distribución general de los electrones, protones y neutrones. Número atómico. ¿Cómo están acomodadas estas tres partículas subatómicas en átomo? Los experimentos realizados por Rutherford demostraron que casi toda la masa del átomo esta concentrada en una región muy pequeña llamada núcleo. Además, demostró que el núcleo tiene carga positiva (+) La estructura del átomo nuclear, se deduce de cuatro observaciones: 1. Todos los protones y neutrones se encuentran en el centro del átomo, en el núcleo. Y ya que los protones tienen carga (+) y los neutrones son neutros, la carga relativa en el núcleo debe ser (+) e igual a la cantidad de protones. 2. La cantidad de protones más la cantidad de neutrones es igual al número de masa del átomo (debido a que la masa del electrón es insignificante). Por lo tanto: Cantidad de neutrones = número de masa - cantidad de protones. 3. Un átomo es eléctricamente neutro. La cantidad de protones = cantidad de electrones . Si un átomo pierde o gana electrones, se convierte en un ion. En los iones, la cantidad de electrones ≠ a la cantidad de protone s y por lo tanto tienen carga positiva o negativa. Los átomos son neutros, los iones poseen carga. 4. Fuera del núcleo hay principalmente espacio vacío, pero aquí se encuentran los electrones en ciertos niveles de energía. Los niveles de energía son una serie de áreas fuera del núcleo de un átomo en las que se localizan los electrones.

7. Distribución general de los electrones, protones y neutrones. Número atómico. Símbolo general para un átomo de un elemento. A A = número de masa E E = símbolo del elemento Z Z = número atómico Número atómico = cantidad de protones que se encuentran en el núcleo. Número de masa = suma de protones y neutrones que se encuentran en el núcleo.

8. Distribución general de los electrones, protones y neutrones. Número atómico. Por ejemplo: 1 H 1 El número atómico es 1, por tanto hay 1 protón en el núcleo. El número de masa también es 1, por lo tanto: número de masa = protones + neutrones 1 = 1 + 0 y hay 0 neutrones. Puesto que el átomo es neutro y tiene una carga positiva (un protón) también debe tener una carga negativa (un electrón). 1p 0n l e - Núcleo Fuera del núcleo

9. Isótopos El conocimiento del número atómico (Z) permite establecer una nueva definición de elemento químico: Un elemento químico es toda sustancia cuyos átomos tienen todos el mismo número atómico, esto es el mismo número de protones en el núcleo y, por tanto, el mismo número de electrones en la corteza. Pero ¿y el número de masa? ¿qué pasa con el número de neutrones?. Muchos elementos, en su estado natural, poseen átomos que teniendo el mismo número atómico (lógico porque son átomos del mismo elemento) tienen distinto número de masa, es decir, distinto número de neutrones. Tal es el caso, por ejemplo, del elemento Cloro del que se conocen dos clases distintas de átomos: 35 37 Cl y Cl 17 17

10. Isótopos Estas formas atómicas reciben la denominación de isótopos: Átomos de un mismo elemento (mismo Z, mismo número de protones) con distinto número de masa (tienen distinto número de neutrones). En el caso del Cloro estaría constituido por dos isótopos, 35 El Cl que tendría 17 protones, 17 electrones y 18 neutrones 17 37 Y el Cl que tendría 17 protones, 17 electrones y 20 neutrones 17 Es lógico pensar que la masa atómica de este elemento, directamente relacionada con el número de partículas que posee su núcleo, dependerá de la proporción de uno y otro.

11. MODELOS ATÓMICOS Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Imaginó el átomo como una especie de esfera positiva en la que los electrones se encontraban incrustados. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha, por ejemplo, la formación de iones positivos y negativos. Los electrones de los átomos pueden intercambiarse con relativa facilidad; así cuando un átomo pierde uno o varios electrones la especie resultante quedaría cargada positivamente (ion positivo o catión), mientras que si los gana se produciría una especia con carga negativa (ion negativo o anión).

12. MODELOS ATÓMICOS Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central, muy pequeño, de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy pequeña y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro. El aspecto más importante de la teoría de Rutherford es la introducción de la idea de NÚCLEO ATÓMICO.

13. MODELOS ATÓMICOS El físico danés Niels Bohr, postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares y elípticas, las cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Este modelo puede considerarse como precursor del actual.

14. MODIFICACION AL MODELO ATOMICO DE BOHR El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían SUBNIVELES. En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en ORBITAS ELIPTICAS. Todavía Chadwick no había descubierto los NEUTRONES, por eso en el núcleo sólo se representan, en rojo, los PROTONES.

15. MODIFICACION AL MODELO ATOMICO DE BOHR Esto dió lugar a un nuevo número cuántico: "El Número Cuántico Azimutal", que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra "l" y toma valores que van desde 0 hasta n-1. diffuse d 2 fundamental f 3 principal p 1 sharp s 0 Significado Subnivel Valor

16. MODELO ATÓMICO ACTUAL El modelo atómico actual se establece a partir de los trabajos desarrollados por científicos como Planck, De Broglie, Heisemberg, Schrödinger, Born, Dirac y otros, y es capaz de explicar de forma satisfactoria la constitución del átomo y las propiedades de los compuestos que se forman por combinación de dichos átomos. Considera el átomo constituido por dos partes bien diferenciadas: Núcleo y Corteza electrónica. El núcleo es la parte central del átomo y en ella se encuentran los protones y los neutrones. La corteza es la parte exterior y contiene los electrones, no describiendo órbitas (como habían previsto Rutherford y Böhr) sino distribuidos en niveles energéticos (capas) ocupando orbitales atómicos (regiones del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es muy grande).

17. MODELO ATÓMICO ACTUAL Estudios realizados sobre el tamaño de núcleo y átomo conducen a la conclusión de que el volumen que ocupa el núcleo es enormemente reducido respecto al del átomo. Con mayor precisión se puede afirmar que el volumen del átomo es unas 10 15 veces mayor que el volumen del núcleo. Además por su constitución hay que admitir que: Prácticamente toda la masa del átomo se concentra en el núcleo (recordar que los electrones tiene una masa mucho menor que la de las otras dos partículas). El átomo, al ser eléctricamente neutro, contiene el mismo número de protones en el núcleo que electrones en la corteza.

18. MODELO ATÓMICO ACTUAL En 1923 Louis De Broglie, fue quien sugirió que los electrones tenían tanto propiedades de ondas, como propiedades de partículas, esta propuesta constituyó la base de la "MECÁNICA CUÁNTICA“. A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (como onda y como partícula), surgió el principio enunciado por WERNER HEISENBERG, conocido también como "PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE", que dice: “ es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón” Pero, ¿por qué? Si queremos observar la posición de un electrón deberíamos usar una luz que posee mucha energía, con lo cual la velocidad del electrón cambiaría mucho. En cambio, si la luz utilizada no posee la energía citada en el caso anterior, la velocidad del electrón no cambaría mucho, y podría medirse, pero no podríamos observar la posición del electrón.

19. MODELO ATÓMICO ACTUAL Representación mediante orbitales. En ellos existe un 90-99% de probabilidad de encontrar al electrón. En la figura, representación de un ORBITAL "s" Para solucionar este problema surge un nuevo concepto: “ EL ORBITAL ATÓMICO” ORBITAL ATÓMICO: es la región del espacio en la cual existe mayor probabilidad de encontrar al electrón.

20. CORTEZA ELECTRÓNICA Conocida la estructura del núcleo interesa ahora conocer la disposición de los electrones en la corteza, fundamental ya que de ella van a depender las propiedades de los elementos. Los electrones se sitúan en una serie de capas o niveles de energía que pueden contener distintos subniveles constituidos por los orbitales atómicos, que según su forma y orientación podrán alojar distinto número de electrones. Se conocen un total de siete niveles identificados por los números 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 que nos indican su situación respecto del núcleo. El nivel o capa 1 está más próximo al núcleo que el nivel 2, éste más próximo que el 3 y así sucesivamente. Cada nivel posee tantos subniveles como indica el número de orden hasta un máximo de cuatro a partir de la 4ª capa. Los subniveles se representan mediante las letras s, p, d y f .

21. CORTEZA ELECTRÓNICA Así, el primer nivel sólo contiene un subnivel: 1s ; el segundo nivel tendrá dos subniveles: 2s y 2p ; el tercero, tres: 3s, 3p y 3d ; el cuarto, cuatro: 4s, 4p, 4d y 4f y a partir del quinto se mantienen los cuatro subniveles: 5s, 5p, 5d, 5f; 6s, 6p, 6d, etc. Todos los orbitales s pueden albergar hasta 2 electrones, los p hasta 6 electrones, los d hasta 10 electrones y, finalmente, los f hasta 14 electrones. Pero, ¿en qué orden se sitúan los electrones en la corteza? Este orden está directamente relacionado con la energía del correspondiente nivel. En efecto, los primeros electrones irán ocupando el nivel de menor energía y una vez completado empezará a ocuparse el de energía inmediatamente mayor y así sucesivamente. El problema aparece a la hora de conocer el orden creciente de energías ya que no coincide con la numeración de los niveles o capas. Este orden es: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d

22. CORTEZA ELECTRÓNICA Para recordarlo existe una regla nemotécnica que se conoce como diagrama de Moeller: Se trata de seguir las flechas hasta el final y comenzar con la siguiente. Conocida la regla que nos va a permitir recordar el orden de llenado, estamos en condiciones de construir la denominada configuración electrónica de un átomo que es la distribución ordenada de sus electrones en niveles y subniveles energéticos.

23. CORTEZA ELECTRÓNICA Para ello se necesita conocer el número de electrones que posee el átomo, es decir el número atómico (Z) y a partir de él se sitúan los electrones teniendo en cuenta la capacidad de los distintos subniveles y el orden de llenado. Por ejemplo supongamos que queremos obtener la configuración electrónica del Cloro (Z = 17). Como vemos son 17 los electrones que tenemos que colocar siguiendo el orden de llenado. Los primeros electrones entrarán en el subnivel 1s y los indicaremos como si fuesen un exponente: 1s 2 , una vez completo el correspondiente subnivel se empieza a llenar el siguiente: 1s 2 2s 2 ; una vez completo se llena el siguiente: 1s 2 2s 2 2p 6 y así hasta colocar los 17 electrones: Cl (Z=17) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Como podemos comprobar el último subnivel no se ha completado. En este caso el orden de llenado ha coincidido con el orden natural de las capas y el resultado es la configuración electrónica del Cloro. Si no hubiese coincidido deberíamos ordenar los subniveles. Por ejemplo en el caso del Bromo (Z=35): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 Al ordenar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 siendo esta la configuración electrónica del Bromo. Crédito a josemanuelpuertas