a) Descubrimiento del electrón:

En 1897, Thomson ideó una serie de experiencia con los rayos catódicos observados, por Crooke, en tubos de descarga que contenían un gas a baja presión y al cual se les aplicaba un alto voltaje. Estas radiaciones que salen del cátodo (polo negativo) y se dirigen al ánodo (polo positivo), fueron determinadas por Thomson como partículas negativas a los que llamó electrones.

Thomson llegó a tal conclusión, debido al observar que estos rayos de luz eran desviados de su trayectoria rectilínea, tanto por un campo eléctrico como magnético, fue capaz de dilucidar su naturaleza. Como la luz ordinaria no es afectada por un imán, los rayos catódicos correspondían entonces a una propiedad de la materia y no de la luz. Posteriormente Mllikan determinó su carga eléctrica igual a 1,6*10-19 coulomb.

Propiedades de los rayos catódicos:

• Se desplazan en línea recta, proyectan sombras, se hallan formados por partículas materiales.
• Ponen incandescentes placas metálicas.
• Producen fluorescencia.
• Son también capaces de impresionar placas fotográficas.

Las propiedades inherentes a los rayos catódicos permanecen invariables cualquiera que sea el gas contenido en el interior del tubo, lo que prueba que las partículas que los constituyen son comunes a todas las clases de materia. La carga eléctrica del electrón es la cantidad de masa eléctrica menor que se conoce; por eso se llama carga elemental.

Observaciones:

A fines del siglo XIX, los rayos catódicos fueron excelentes fuentes de investigación. En 1895, Wilhelm Roentgen (1845-1923), estudiando los rayos catódicos, observó que una lámina recubierta con ciano de bario, que estaba a una cierta distancia del tubo de descarga, emitía una fluorescencia verdosa. “Corresponden a unos rayos que atravesaban los materiales menos densos, como la madera, pero no pasan a través de los más densos, como los metales. Además no sufren desviaciones por efecto de campos eléctricos o magnéticos. Por estas características, estos rayos no deberían estar formados por partículas cargadas; son como rayos de luz”- informaba Roentgen-. Él apenas tenía idea de cuál era la naturaleza de esos rayos, así que los llamó Rayos X.


b) Descubrimiento del protón:

En 1886, Eugen Goldstein (1850-1930) utilizó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado y observó otro tipo de rayos que procedían del ánodo (+); éstos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior del tubo. A estos rayos les llamó rayos canales. Se les llama canales por la propiedad de atravesar pequeños agujeros o canaletas en el cátodo correspondiente. Goldstein postuló que estos rayos estaban compuestos por partículas positivas, que posteriormente se les llamó protones.
Las propiedades que poseen estos rayos son las siguientes:

• Sufren desviación por efecto de campos eléctricos y magnéticos.
• Transportan carga positiva.
• La razón carga/masa es mucho menor que el valor obtenido para los electrones y depende del gas contenido en el interior del tubo.
  

Observaciones:
Los descubrimientos del electrón y del protón revelaron que el átomo tendría una estructura compuesta, que contiene electrones y protones en igual número para hacer un todo eléctricamente neutro.

c) Descubrimiento del núcleo atómico:

Pocos meses después del descubrimiento de los rayos X, el físico francés Henri Becquerel (1852-1908) observó que unas placas fotográficas se ennegrecían en contacto con cierta radiación que emitían algunas sales de uranio, la pechblenda, descubriendo accidentalmente la readiactividad. A este hallazgo se siguieron otros realizados por Marie Curie (1867-1934) y Pierre Curie (1859-1906), quienes aislaron otros dos elementos que emitían el mismo tipo de radiación: el polonio y el radio. A estos elementos se les llamó elementos radiactivos; los átomos que los conforman se desintegran espontáneamente, produciendo diferentes tipos de radiaciones alfa, beta y gamma.

Cuando la emisión radiactiva de un mineral de uranio se hace pasar a través de un campo eléctrico, ésta se divide en 3 tipos de radiaciones: una es atraída hacia la placa negativa (radiación alfa), otra hacia la placa positiva (radiación beta) y la tercera no es desviada por el campo (radiación gama) El conocimiento de las emisiones radiactivas sirvió para postular un nuevo modelo atómico.

Con el fin de aclarar un poco más las características de la estructura interna del átomo, en 1909 Ernest Rutherford (1871-1937) llevó a cabo un experimento notable. Estudiando el poder de penetración de las partículas alfa (α) emitidas por una fuente radiactiva, bombardeó con ellas, finísimas láminas de oro, para analizar sus átomos.
Los resultados de Rutherford fueron impresionantes.

La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin sufrir ninguna desviación y sin perder velocidad. Cuando las partículas alfa chocaban contra la pantalla fluorescente (revestida en sulfuro de cinc) se producía un destello de luz.
Algunas partículas alfa eran desviadas de su trayectoria (aproximadamente 1 de cada 10000 partículas alfa).

En base a los resultados, Rutherford postuló que el átomo está formado por una región central positiva, a la que llamó núcleo, la cual reúne la mayor parte de la masa atómica; es decir, la masa de los átomos depende directamente de la masa del núcleo. También planteó la existencia de los electrones, partículas negativas que se mantienen girando en torno al núcleo atómico.


d) Átomos de un mismo elemento:

Frederick Soddy (1877-1956) demostró, experimentalmente, que los átomos de un mismo elemento no tienen, necesariamente, la misma masa. Por ejemplo, el elemento neón está compuesto de 3 tipos de átomos, algunos de ellos tienen un número másico igual a 20; y otros, 21 y 22. Como el neón tiene un número atómico igual a 10, todos los átomos del elemento neón tienen 10 protones en su núcleo y solo difieren en el número de neutrones.
Soddy inventó el término isótopos (del vocablo iso que significa igual y topos, lugar) para describir a los átomos de un mismo elemento que contienen diferente número de neutrones en su núcleo.

e) Descubrimiento del neutrón:

En 1932, el inglés James Chadwick (1891-1974) comprobó, al bombardear átomos de berilio con partículas alfa de alta energía, la emisión de partículas neutras: los neutrones.

Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.
La figura anterior representa el orbital de mínima energía del átomo de hidrógeno. Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml . A continuación vemos las características de estos números:

• Número cuántico principal (n):Representa al nivel de energía (estado estacionario de Bohr) y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, 4, etc) y se le asocia a la idea física del volumen del orbital. Dicho de otra manera el número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.
• Número cuántico secundario (l):
  Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal "n", es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y (n-1), incluyendo al 0. Ejemplo: n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3. Dicho de otra manera, El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

• Número cuántico magnético (m): Describe las orientaciones espaciales de los orbitales. Sus valores son todos los enteros del intervalo (-l,+l) incluyendo el 0.Ejemplo: n = 4l = 0, 1, 2, 3m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Dicho de otra manera, El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0.
  El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital. Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto. cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos (1,0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n2 orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.
  
  Número cuántico de espín (s): Describe el giro del electrón en torno a su propio eje, en un movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones, opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el número cuántico de spin son -1/2 y +1/2. Dicho de otra manera, Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.

Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s +1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).

Representaciones de los Orbitales

• Orbitales "s": Los orbitales "s" son esféricamente simétricos.
• Orbitles "p": La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo. Hay tres tipos de orbitales p ( ; ml= -1,0,1) que difieren en su orientación. No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz
  Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal.
• Orbitales "d": En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l =2; ml=-2,-1,0,1,2) con diferentes orientaciones sen el espacio tal y como vemos en la figura :
• Orbitales "f": Son orbitales de mayor energía. Para n>4 tendremos 7 orbitales f ( =3 y ml=-3,-2,-1,0,1,2,3) . Los orbitales f son importantes para comprender el comportamiento de los elementos con número atómico mayor a 57.

Observaciones:

Para valores de >4 tenemos los orbitales g y subsiguientes (a partir de f sigue el orden alfabético de las consonantes). En química general nos bastará con los orbitales s, p y d para comprender las propiedades de los elementos.

Las energías de los orbitales atómicos

En el modelo de Bohr la energía de un electrón dependía únicamente del número cuántico principal. Lo mismo ocurre en la descripción de los orbitales atómicos en mecánica cuántica para el átomo de hidrógeno.
Para átomos con más de un electrón (polielectrónicos) los orbitales atómicos tienen la misma forma que los orbitales del átomo de hidrógeno, pero la presencia de más de un electrón afecta a los niveles de energía de los orbitales (debido a la repulsión entre dos electrones).
Así por ejemplo el orbital 2s tienen un valor de energía menor que los orbitales 2p para átomos con más de un electrón:

Por lo tanto, la combinación de n y l describe a un orbital que es la región del espacio en la que es más probable encontrar al electrón y en la cual tiene una cantidad específica de energía. El valor que tome el número cuántico secundario (l) determina el tipo de orbital:

Cuadro que resume los orbitales que hay en cada nivel de energía y la capacidad máxima de electrones que pueden contener los niveles y subniveles de energía.

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Actividad:Conocer los posibles valores de los números cuánticos y la representación geométrica de los orbitales. Para desarrollar la actividad pinche sobre actividad.

1. Modelo Atómico de Dalton (1808): Representa al átomo como un esfera compacta indivisible e indestructible. Dalton presenta los siguientes postulados acerca del átomo:

• El átomo es la mínima porción de materia que no puede dividirse por ningún proceso conocido.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales tanto en masa, tamaño como en sus demás propiedades.
• Los átomos de elementos diferentes son también diferentes en todas sus propiedades.
• Los átomos se combinan entre sí en relaciones enteras sencillas para formar compuestos.
  

Actualmente:

• El primer postulado ya no se ajusta a la realidad por el descubrimiento de las partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón.
• El 2º y 3º postulado ya no se cumple con el descubrimiento de los isótopos e isóbaros respectivamente.
• El 4º postulado se cumple hoy. Por ejemplo, el agua se forma por la combinación de 2 átomos de H y un átomo de O, quedando la relación entre ellos como: H2O

2. Modelo Atómico de Thomson (1898): Representa al átomo como una especie de esfera homogénea de electricidad positiva, en donde se encuentran distribuidos los electrones, atraídos electrostáticamente, en número suficiente para que el conjunto resultara neutro. Su modelo atómico lo asemeja a un budín de pasas.

El átomo que representa éste modelo es un átomo estacionario por la inmovilidad que presentan los electrones.

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3. Modelo Atómico de Rutherford (1911): Basado en el descubrimiento del núcleo atómico, Rutherford establece un modelo para el átomo de hidrógeno.

Donde:

• El átomo está constituido por un núcleo central que es la región donde se encuentran las cargas positivas, y alrededor se encuentra el electrón.

  
• El electrón se encuentra girando alrededor de del núcleo; describiendo órbitas circulares de forma similar a los planetas que giran alrededor del sol; denominándose Sistema planetario en miniatura.
• La fuerza centrífuga que desarrolla al girar el electrón, contrarresta la fuerza de atracción electrostática que ejerce el núcleo (+) sobre el electrón (-).
• El diámetro del átomo es aproximadamente unas 10000 veces mayor que el diámetro del núcleo. Por lo tanto, el átomo es prácticamente hueco, al poseer espacios interatómicos.

Pincha aquí para ver la simulación del modelo de Rutherford

Error de Rutherford: Según la física clásica un cuerpo cargado eléctricamente al estar en movimiento este emite energía; por lo tanto, el electrón perderá energía y caería hacia el núcleo con una trayectoria de espiral, lo que no sucede con la experiencia.La solución a este problema la dió en 1913 Niels Bohr basándose en la teoría Cuántica de la radiación electromagnética, dada a conocer por Max Planck.

4. Modelo Atómico de Niels Bohr:

En 1913 Niels Bohr discípulo de Rutherford propone un nuevo modelo para el átomo de Hidrógeno aplicando acertadamente la teoría Cuántica de la radiación de Planck. Su modelo está basado en los siguientes postulados:

• El átomo de hidrógeno consta de un núcleo (+) y a su alrededor gira en forma circular un electrón (-), de tal manera que la fuerza centrífuga contrarreste la fuerza de atracción electrostática.
• El electrón sólo gira en determinadas órbitas de radios definidos, llamados también niveles cuantificados de energía.
• Mientras los electrones permanezcan en un mismo nivel de energía (llamados estados estacionarios por Bohr) no ganan ni pierden energía.
• Un electrón puede cambiar de un nivel a otro dentro de un mismo átomo ganando o perdiendo una cantidad de energía igual a la diferencia existente entre ambos estados. De este modo, todo cambio energético del electrón corresponderá a saltos que haga entre los estados estacionarios.
• Un átomo sólo emite energía cuando un electrón salta de un nivel de energía superior a otro inferior y absorbe energía en caso contrario. La energía emitida o absorbida por el átomo recibe el nombre de fotón o cuanto de luz.

La línea roja en el espectro atómico es causada por el salto del electrón de la tercera a la segunda órbita

La línea verde azulada en el espectro atómico es causada por electrones saltando de la cuarta a la segunda órbita.

La línea azul en el espectro atómico es causada por electrones saltando de la quinta a la segunda órbita.

La línea violeta en el espectro atómico es causada por electrones saltando de la sexta a la segunda órbita.

Pincha aquí para ver la animación del modelo de Bohr

Observaciones:

Niels Bohr llegó a establecer una ecuación que permitió calcular la energía potencial de cada nivel energético del átomo de hidrógeno, tomando en cuenta factores como la masa y la carga eléctrica del electrón. En dicha ecuación se representa al nivel de energía mediante una letra “n” a la que se le da el nombre de número cuántico principal y que distingue a los niveles de energía. Así, a cada uno de los diferentes niveles de energía le corresponderá un determinado valor “n”. Estos valores son números enteros (1, 2, 3, 4, etc). Los átomos de los elementos más grandes que se conocen actualmente tienen un máximo de 7 niveles y, por ello, el valor máximo de “n” para esos es 7.

Bohr relaciona, así, los estados estacionarios 1, 2, 3, 4, etc., con las llamadas capas electrónicas K, L, M, N, O, P y Q, y estableció que el número máximo de electrones de una órbita o nivel de energía “n” era igual a 2n2.
Niels Bohr logró explicar, gracias a su modelo, las líneas espectrales del átomo de H; con el tiempo su teoría sufrió muchas modificaciones, pero le cabe el mérito de haber orientado las investigaciones posteriores al fundar la mecánica cuántica.

Nota: Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno son las transiciones o saltos de los electrones de uno a otro nivel de energía. Estas emisiones u absorciones de energía pueden captarse en los llamados espectros.

• Espectro de líneas de emisión: Son líneas brillantes de diferentes colores que se emiten cuando se produce una carga eléctrica sobre el hidrógeno.
• Espectro de líneas de absorción: Son líneas oscuras que se originan cuando se hace incidir la luz blanca sobre el hidrógeno gaseoso.

Restricciones del modelo de Bohr:

• No puede explicar los espectros observados para átomos multielectrónicos (más de un electrón).
• Sólo es aplicable para átomos monoelectrónicos (un solo electrón) como el hidrógeno.

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5. Modelo Mecano Cuántico (actual): A partir de 1925 el modelo atómico de Bohr fue objeto de sucesivas modificaciones hasta formular el actual modelo atómico, que es un modelo matemático que explica el comportamiento del electrón en átomos que tienen más de un electrón.

Este modelo esta basado en los siguientes principios:

• En 1924 Louis de Broglie (Premio Nobel 1921) propuso que el electrón tendría propiedades ondulatorias y de partícula (al igual que la energía lumínica).
• En 1926 Werner Heisenberg (1901-1976) formula el Principio de Incertidumbre, el cual establece que es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad exacta de un electrón.
• En 1927 Erwin Schrodinger (1887-1961) propone una ecuación matemática que da al electrón el carácter de onda y de partícula simultáneamente, ya que incluye la masa del electrón y una expresión que puede considerarse la amplitud de la onda de dicha partícula. La ecuación de Schrodinger da la posición más probable del electrón en un átomo de hidrógeno, pero también establece que se le puede encontrar en otras posiciones. En la actualidad se emplean cálculos probabilísticas para describir la posición, la velocidad y la energía de los electrones en el átomo.

El modelo atómico vigente, establece que en el átomo existen unas zonas delimitadas donde hay una mayor probabilidad de encontrar al electrón; a esta zona se le llama "orbital". Por lo tanto, según este modelo, el electrón no se circunscribe a una órbita fija, sino a una zona llamada orbital dentro de la cual existe una alta probabilidad de encontrar al electrón.

Estos orbitales se agrupan, a su vez, en los distintos niveles de energía.

Niveles y subniveles de energía:

Al perfeccionarse la espectroscopia se pudo observar que las líneas espectrales estaban constituidas por varias rayas más finas agrupadas. Si las líneas gruesas representan la emisión hecha por los electrones al ingresar a un determinado nivel proveniente de otro de mayor energía, las rayas finas que las integran representan saltos de electrones dentro de un mismo nivel principal. Existen entonces, subniveles de energía a los que se les asigna un número cuántico secundario (l).

Pincha aquí para ver el resumen de los modelos atómicos