 
MÓDULO 3
ESTRUCTURA ATÓMICA
CONTENIDO
Reseña histórica de la teoría atómica: modelos atómicos de Dalton, Thompson, Rutherford, Bohr.- Modelo mecano-cuentico.- Radiación electromagnética.- Números cuánticos.- Configuración electrónica.- Radiactividad natural y artificial.- Ejercicios y problemas.- Evaluación.
COMPETENCIAS
Las competencias que se pretende lograr para el presente módulo son los siguientes:
Revisar y analizar el desarrollo de las diversas teorías y modelos de la estructura de la materia más importantes, resaltando sus aportaciones y limitaciones.
Enunciar los postulados del modelo de Bohr y reconocer su carácter mixto clásico y cuántico.
Comprender la importancia del modelo mecánico-cuántico como base teórica fundamental en la Química.
Explicar las características de los espectros atómicos y la contribución del estudio de la estructura atómica al desarrollo de la teoría cuántica.
Enunciar e interpretar el principio de Incertidumbre de Heisenberg y explicar su importancia en la Mecánica Cuántica.
Conocer de forma básica la explicación del principio de dualidad onda-corpúsculo y el principio de incertidumbre de Heisenberg, y su explicación en el modelo actual.
Conocer los posibles valores de los números cuánticos y la representación geométrica de los orbitales.
Escribir la configuración electrónica de un elemento a partir de su número atómico, indicando su significado.
Relacionar diferentes configuraciones electrónicas con los estados fundamental y excitado de un átomo.
MODELOS ATÓMICOS
En la Naturaleza nos encontramos con sistemas observables mediante nuestros sentidos y con sistemas que no podemos observar directamente (el microcosmos y el macrocosmos). Necesitamos imaginarnos cómo son esos sistemas no observables, y representarlos con elementos materiales cuyo funcionamiento sea lo más análogo posible a nuestro conocimiento de ese mundo no abierto a nuestros sentido. Eso es un modelo, pero para que sea aceptado por los científicos debe:
Explicar los fenómenos observables.
Sus hipótesis deben ser contrastables experimentalmente.
Poseer coherencia interna y con el resto de conocimientos aceptados.
Permitir predecir fenómenos.
JOHN DALTON (1 766 – 1 844)
John Dalton propone una teoría más no un modelo; su teoría se puede resumir en:
1. Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
3. Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
4. Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
5. Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).
Para Dalton los átomos eran esferas macizas y las representaba mediante figuras, por ejemplo:
: Oxígeno
: Hidrógeno
: Azufre
: Cobre
: Carbono
La representación de un cambio químico, según Dalton:
+
Significaba que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo o molécula de agua; Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.
A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara su teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.
De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada que no se pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a manipular la caja (moverla en distintas direcciones, escuchar el ruido, pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con nuestra experiencia. Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.
J. J. THOMPSON (1 856 – 1 940)
Partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento intento justificar dos hechos:
La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.
Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.
Propuso entonces un modelo para el átomo que consistía en una esfera compacta y uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las pasas en un pudín. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa.
J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.
Este experimento consistió en hacer pasar un haz de rayos catódicos por el tubo de Crooke, después del ánodo se ha añadido una zona donde se pueden insertar campos eléctricos y magnéticos perpendiculares a la radiación, para comprobar si posee carga eléctrica y su signo.
Así se comprobó que los rayos catódicos eran cargas negativas, que luego se denominarían electrones. Más tarde se comprobó que si en el tubo había algo de gas hidrógeno se originaba una radiación formada por partículas positivas más pesadas que los electrones, los protones (rayos canales).
ERNEST RUTHERFORD (1 871 – 1 937)
Sir Ernest Rutherford, famoso hombre ingles de ciencia que obtuvo el premio Nobel de química en 1 919, realizó en 1 911 una experiencia que supuso un paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo. Diseño su famosa experiencia de bombardear láminas delgadas de oro, utilizando como proyectiles las partículas alfa (). Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. 
La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.
El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.
Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.
En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.
Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experimento, Lord Rutherford propuso en 1911 este modelo de atómico:
El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llamo núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo. 
Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza está formada por los electrones que tenga el átomo.
Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 10 000 veces menor)
El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde.
Ejemplo.
Explica por qué el experimento de Rutherford obligó a desechar el modelo atómico de Thompson.
Rta.
El modelo atómico de Thompson proponía una esfera solida y compacta, con el experimento de Rutherford, se desecha este modelo, porque al atravesar las partículas alfa por el átomo, se demuestra que el átomo no es solida y compacta, sino vacio núcleo muy pequeño.
NIELS BOHR (1 885 - 1 962) PROPUESTO PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
El físico danés Bohr, premio Nobel de Física en 1 922 presento en 1 913 el primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la energía. Supero las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. No hay ninguna razón, decidió Bohr, para esperar que los electrones en los átomos irradien energía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional. Igualmente los espectros atómicos de absorción y emisión de líneas eran indicativos de que los átomos, y más concretamente los electrones, eran capaces de absorber o emitir cuantos de energía en determinadas condiciones.
Teoría Cuántica de Max Planck.
En 1 900 Planck formuló que la energía se irradia en unidades pequeñas separadas denominadas cuantos. La teoría cuántica básicamente nos dice que la luz no llega de una manera continua, sino que está compuesta por pequeños paquetes de energía, a los que se les llama cuantos. Estos cuantos de energía se llaman fotones. Toda luz que nos llega viene por pequeños paquetes, no es continua.
Avanzando en el desarrollo de esta teoría, descubrió una constante de naturaleza universal que se conoce como la constante de Planck (h). La ley de Planck establece que la energía de cada cuanto es igual a la constante universal multiplicada por la frecuencia de la radiación. (h = 6,6262 x 10-34 Joule.s)
Donde:
E = energía radiante
h = constante de Planck
ν = frecuencia de la onda (s -1)
Los descubrimientos de Planck, que fueron verificados posteriormente por otros científicos, fueron el nacimiento de un campo totalmente nuevo de la física, conocido como mecánica cuántica y proporcionaron los cimientos para la investigación en campos como el de la energía atómica.
Reconoció en 1 905 la importancia de las ideas sobre la cuantificación de la radiación electromagnética expuestas por Albert Einstein, con quien colaboró a lo largo de su carrera.
En 1 905 Einstein, basándose en el trabajo de Planck, publicó su teoría sobre el fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico. Dados los cálculos de Planck, Einstein demostró que las partículas cargadas absorbían y emitían energías en cuantos finitos que eran proporcionales a la frecuencia de la luz o radiación. En 1 930, los principios cuánticos formarían los fundamentos de la nueva física.
La teoría de los cuantos de Planck, aporto a Bohr dos ideas:
Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de energía (están cuantizados)
Sólo se emite radiación cuando el oscilador pasa de un estado cuantizado a otro de mayor energía.
Bohr aplicó estas ideas al átomo de hidrógeno y enuncio los postulados siguientes:
Primer Postulado.- En el átomo de hidrógeno el electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) alrededor del núcleo que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida. 
Segundo Postulado.- El momento angular (m.v.r) del electrón en una órbita está cuantizado; es un número múltiplo entero de h/2, siendo h la constante de Planck.
Tercer Postulado.- El electrón no irradia energía mientras permanece en una de las órbitas permitidas, teniendo en cada órbita una energía característica y constante, pero cuando cambiaba de estado absorbía o emitía energía en cantidad definida en forma de un fotón de radiación.
Cuarto Postulado.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
Con el primer postulado se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.
Propiedades del Átomo de Bohr.
Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen características similares.
Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.
Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,67.10 -27 kg.
Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaban unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1 932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,67482.10 -27 kg).
Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,11.10 -31 kg. El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores.
Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía aplicarse a átomos muy sencillos y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de un electrón (átomos poli electrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar enlaces químicos. |
