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Átomo

El átomo es la unidad más pequeña de la materia que tiene propiedades de un elemento químico.[1]​ Cada sólido, líquido, gas y plasma se compone de átomos neutros o ionizados. Los átomos son microscópicos; los tamaños típicos son alrededor de 100 pm (diez mil millonésima parte de un metro).[2]​ No obstante, los átomos no tienen límites bien definidos y hay diferentes formas de definir su tamaño que dan valores diferentes pero cercanos. Los átomos son lo suficientemente pequeños para que la física clásica dé resultados notablemente incorrectos. A través del desarrollo de la física, los modelos atómicos han incorporado principios cuánticos para explicar y predecir mejor su comportamiento. El término proviene del latín atŏmus, calco del griego ἄτομον (átomon) ἄτομος, unión de α (a, que significa «sin»), y τόμος (tómos, «sección»), que literalmente es «que no se puede cortar, indivisible»,[3]​ y fue el nombre que se dice les dio Demócrito de Abdera, discípulo de Leucipo de Mileto, a las partículas que él concebía como las de menor tamaño posible.[4]

Representación de un átomo del elemento helio en la tierra.

Cada átomo se compone de un núcleo y uno o más electrones unidos al núcleo. El núcleo está compuesto de uno o más protones y típicamente un número similar de neutrones. Los protones y los neutrones son llamados nucleones. Más del 99,94 % de la masa del átomo está en el núcleo. Los protones tienen una carga eléctrica positiva, los electrones tienen una carga eléctrica negativa y los neutrones no tienen carga eléctrica. Si el número de protones y electrones son iguales, ese átomo es eléctricamente neutro. Si un átomo tiene más o menos electrones que protones, entonces tiene una carga global negativa o positiva, respectivamente, y se denomina ion (anión si es negativa y catión si es positiva).

Los electrones de un átomo son atraídos por los protones en un núcleo atómico por la fuerza electromagnética. Los protones y los neutrones en el núcleo son atraídos el uno al otro por una fuerza diferente, la fuerza nuclear, que es generalmente más fuerte que la fuerza electromagnética que repele los protones cargados positivamente entre sí. Bajo ciertas circunstancias, más acentuado cuanto mayor número de protones tenga el átomo, la fuerza electromagnética repelente se vuelve más fuerte que la fuerza nuclear y los nucleones pueden ser expulsados o desechados del núcleo, dejando tras de sí un elemento diferente: desintegración nuclear que resulta en transmutación nuclear.

El número de protones en el núcleo define a qué elemento químico pertenece el átomo:[5]​ por ejemplo, todos los átomos de cobre contienen 29 protones. El número de neutrones define el isótopo del elemento.[6]​ El número de electrones influye en las propiedades magnéticas de un átomo. Los átomos pueden unirse a otro u otros átomos por enlaces químicos (en los cuales se comparten los electrones de dichos átomos) para formar compuestos químicos tales como moléculas y redes cristalinas. La capacidad de los átomos de asociarse y disociarse es responsable de la mayor parte de los cambios físicos observados en la naturaleza y es el tema de la disciplina de la química.

Existe la antimateria, la cual está compuesta también por átomos pero con las cargas invertidas;[7]​ los protones tienen carga negativa y se denominan antiprotones, y los electrones tienen una carga positiva y se denominan positrones. Es muchísimo menos frecuente en la naturaleza. Al entrar en contacto con la respectiva partícula (como los protones con los antiprotones y los electrones con los positrones) ambas se aniquilan generando un estallido de energía de rayos gamma y otras partículas.

No toda la materia del universo está compuesta de átomos; de hecho, solo el 5% o menos del universo está compuesto por estos. La materia oscura, que constituye según algunas estimaciones más del 20% del universo, no se compone de átomos, sino de partículas de un tipo actualmente desconocido. También cabe destacar la energía oscura, la cual es un componente que está distribuido por todo el universo, ocupando aproximadamente más del 70% de este.

Introducción

 
Demócrito, máximo exponente de la escuela atomista griega (s. V a. C.). Retrato por Johannes Moreelse en la actitud jocosa con la que se identificó al filósofo.

El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia, en el siglo V a. C., siendo Demócrito uno de sus exponentes.

Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por cuatro elementos, pero niega la idea de átomo. La teoría atomista fue sin embargo mantenida por diversas escuelas filosóficas, entre ellas la epicúrea. Para Epicuro, los átomos son unidades indivisibles que poseen tres propiedades: forma, tamaño y peso. Se encuentran permanentemente en movimiento y se unen unos a otros en virtud de sus formas. Su número es infinito y la cantidad de sus formas también es muy grande (aunque no necesariamente infinita). Las propiedades de los cuerpos derivan de las propiedades atómicas.

Tras la Revolución científica, la escuela atomista griega fue reconsiderada por las nuevas generaciones de científicos de mediados del siglo XIX, cuando sus conceptos fueron introducidos para explicar las leyes químicas. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.[8][9]

Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y masa son del orden de la diez mil millonésima parte de un metro y cuatrillonésima parte de un gramo. Solo pueden ser observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto túnel. Más de un 99,94 % de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El núcleo de un átomo puede ser inestable y sufrir una transmutación mediante desintegración radioactiva. Los electrones en la nube del átomo están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y determinan las propiedades químicas del mismo. Las transiciones entre los distintos niveles dan lugar a la emisión o absorción de radiación electromagnética en forma de fotones, y son la base de la espectroscopia.

Estructura atómica

Partículas subatómicas

A pesar de que átomo significa ‘indivisible’, en realidad está formado por varias partículas subatómicas. El átomo contiene protones, neutrones y electrones, con la excepción del átomo de hidrógeno-1, que no contiene neutrones, y del catión hidrógeno o hidrón, que no contiene electrones. Los protones y neutrones del átomo se denominan nucleones, por formar parte del núcleo atómico.

 
Un átomo sencillo de oxígeno.

El electrón es la partícula más ligera de las que componen el átomo, con una masa de 9,11 · 10−31 kg. Tiene una carga eléctrica negativa, cuya magnitud se define como la carga eléctrica elemental, y se ignora si posee subestructura, por lo que se considera una partícula elemental. Los protones tienen una masa de 1,672 · 10−27 kg, 1836 veces la del electrón, y una carga positiva opuesta a la de este. Los neutrones tienen una masa de 1,69 · 10−27 kg, 1839 veces la del electrón, y no poseen carga eléctrica. Las masas de ambos nucleones son ligeramente inferiores dentro del núcleo, debido a la energía potencial del mismo, y sus tamaños son similares, con un radio del orden de 8 · 10−16 m o 0,8 femtómetros (fm).[10]

Ni el protón, ni el neutrón son partículas elementales, sino que constituyen un estado ligado de quarks u y d, partículas fundamentales recogidas en el modelo estándar de la física de partículas, con cargas eléctricas iguales a +2/3 y −1/3 respectivamente, respecto de la carga elemental. Un protón contiene dos quarks u y un quark d, mientras que el neutrón contiene dos d y un u, en consonancia con la carga de ambos. Los quarks se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear fuerte, mediada por gluones —del mismo modo que la fuerza electromagnética está mediada por fotones—. Además de estas, existen otras partículas subatómicas en el modelo estándar: más tipos de quarks, leptones cargados (similares al electrón), etc.

El núcleo atómico

Los protones y neutrones de un átomo se encuentran ligados en el núcleo atómico, en la parte central del mismo. El volumen del núcleo es aproximadamente proporcional al número total de nucleones, el número másico A,[11]​ lo cual es mucho menor que el tamaño del átomo, cuyo radio es del orden de 105 fm o 1 ángstrom (Å). Los nucleones se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear, que es mucho más intensa que la fuerza electromagnética a distancias cortas, lo cual permite vencer la repulsión eléctrica entre los protones.[12]

Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, que se denomina número atómico y se representa por Z. Los átomos de un elemento dado pueden tener distinto número de neutrones: se dice entonces que son isótopos. Ambos números conjuntamente determinan el nucleido.

El núcleo atómico puede verse alterado por procesos muy energéticos en comparación con las reacciones químicas. Los núcleos inestables sufren desintegraciones que pueden cambiar su número de protones y neutrones emitiendo radiación. Un núcleo pesado puede fisionarse en otros más ligeros en una reacción nuclear o espontáneamente. Mediante una cantidad suficiente de energía, dos o más núcleos pueden fusionarse en otro más pesado.

En átomos con número atómico bajo, los núcleos con una cantidad distinta de protones y neutrones tienden a desintegrarse en núcleos con proporciones más parejas, más estables. Sin embargo, para valores mayores del número atómico, la repulsión mutua de los protones requiere una proporción mayor de neutrones para estabilizar el núcleo.[13]

Nube de electrones

 
Los cinco primeros orbitales atómicos.

Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de la fuerza electromagnética. Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostático alrededor del núcleo, lo que hace necesaria una fuente de energía externa para liberarlos. Cuanto más cerca está un electrón del núcleo, mayor es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la energía necesaria para que escape.

Los electrones, como otras partículas, presentan simultáneamente propiedades de partícula puntual y de onda, y tienden a formar un cierto tipo de onda estacionaria alrededor del núcleo, en reposo respecto de este. Cada una de estas ondas está caracterizada por un orbital atómico, una función matemática que describe la probabilidad de encontrar al electrón en cada punto del espacio. El conjunto de estos orbitales es discreto, es decir, puede enumerarse, como es propio en todo sistema cuántico. La nube de electrones es la región ocupada por estas ondas, visualizada como una densidad de carga negativa alrededor del núcleo.

Cada orbital corresponde a un posible valor de energía para los electrones, que se reparten entre ellos. El principio de exclusión de Pauli prohíbe que más de dos electrones se encuentren en el mismo orbital. Pueden ocurrir transiciones entre los distintos niveles de energía: si un electrón absorbe un fotón con energía suficiente, puede saltar a un nivel superior; también desde un nivel más alto puede acabar en un nivel inferior, radiando el resto de la energía en un fotón. Las energías dadas por las diferencias entre los valores de estos niveles son las que se observan en las líneas espectrales del átomo.

Propiedades del átomo

Masa

La mayor parte de la masa del átomo viene de los nucleones, los protones y neutrones del núcleo. También contribuyen en una pequeña parte la masa de los electrones, y la energía de ligadura de los nucleones, en virtud de la equivalencia entre masa y energía. La unidad de masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la unidad de masa atómica (u). Esta se define como la doceava parte de la masa de un átomo neutro de carbono-12 libre, cuyo núcleo contiene 6 protones y 6 neutrones, y equivale a 1,66 · 10−27 kg aproximadamente. En comparación el protón y el neutrón libres tienen una masa de 1,007 y 1,009 u. La masa de un átomo es entonces aproximadamente igual al número de nucleones en su núcleo —el número másico— multiplicado por la unidad de masa atómica. El átomo estable más pesado es el plomo-208, con una masa de 207,98 u.[14]

En química se utiliza también el mol como unidad de masa. Un mol de átomos de cualquier elemento equivale siempre al mismo número de estos (6,022 · 1023), lo cual implica que un mol de átomos de un elemento con masa atómica de 1 u pesa aproximadamente 1 gramo. En general, un mol de átomos de un cierto elemento pesa de forma aproximada tantos gramos como la masa atómica de dicho elemento.

Tamaño

Los átomos no están delimitados por una frontera clara, por lo que su tamaño se equipara con el de su nube electrónica. Sin embargo, tampoco puede establecerse una medida de esta, debido a las propiedades ondulatorias de los electrones. En la práctica, se define el radio atómico estimándolo en función de algún fenómeno físico, como la cantidad y densidad de átomos en un volumen dado, o la distancia entre dos núcleos en una molécula.

Los diversos métodos existentes arrojan valores para el radio atómico de entre 0,5 y 5 Å. Dentro de la tabla periódica de los elementos, el tamaño de los átomos tiende a disminuir a lo largo de un periodo —una fila—, para aumentar súbitamente al comienzo de uno nuevo, a medida que los electrones ocupan niveles de energía más altos.[15]

Las dimensiones del átomo son miles de veces más pequeñas que la longitud de onda de la luz (400-700 nm) por lo que estos no pueden ser observados utilizando instrumentos ópticos. En comparación, el grosor de un cabello humano es equivalente a un millón de átomos de carbono. Si una manzana fuera del tamaño de la Tierra, los átomos en ella serían tan grandes como la manzana original.[16]

Niveles de energía

Un electrón ligado en el átomo posee una energía potencial inversamente proporcional a su distancia al núcleo y de signo negativo, lo que quiere decir que esta aumenta con la distancia. La magnitud de esta energía es la cantidad necesaria para desligarlo, y la unidad usada habitualmente para expresarla es el electrónvoltio (eV). En el modelo mecanocuántico solo hay un conjunto discreto de estados o niveles en los que un electrón ligado puede encontrarse —es decir, enumerables—, cada uno con un cierto valor de la energía. El nivel con el valor más bajo se denomina el estado fundamental, mientras que el resto se denominan estados excitados.

Cuando un electrón efectúa una transición entre dos estados distintos, absorbe o emite un fotón, cuya energía es precisamente la diferencia entre los dos niveles. La energía de un fotón es proporcional a su frecuencia, así que cada transición se corresponde con una banda estrecha del espectro electromagnético denominada línea espectral.

 
Un ejemplo de líneas de absorción en un espectro

Cada elemento químico posee un espectro de líneas característico. Estas se detectan como líneas de emisión en la radiación de los átomos del mismo. Por el contrario, si se hace pasar radiación con un espectro de frecuencias continuo a través de estos, los fotones con la energía adecuada son absorbidos. Cuando los electrones excitados decaen más tarde, emiten en direcciones aleatorias, por lo que las frecuencias características se observan como líneas de absorción oscuras. Las medidas espectroscópicas de la intensidad y anchura de estas líneas permite determinar la composición de una sustancia.

Algunas líneas espectrales se presentan muy juntas entre sí, tanto que llegaron a confundirse con una sola históricamente, hasta que fue descubierta su subestructura o estructura fina. La causa de este fenómeno se encuentra en las diversas correcciones a considerar en la interacción entre los electrones y el núcleo. Teniendo en cuenta tan solo la fuerza electrostática, ocurre que algunas de las configuraciones electrónicas pueden tener la misma energía aun siendo distintas. El resto de pequeños efectos y fuerzas en el sistema electrón-núcleo rompe esta redundancia o degeneración, dando lugar a la estructura final. Estos incluyen las correcciones relativistas al movimiento de electrón, la interacción de su momento magnético con el campo eléctrico y con el núcleo, etc.[17]

Además, en presencia de un campo externo los niveles de energía se ven modificados por la interacción del electrón con este, en general produciendo o aumentando la división entre los niveles de energía. Este fenómeno se conoce como efecto Stark en el caso de un campo eléctrico, y efecto Zeeman en el caso de un campo magnético.

Las transiciones de un electrón a un nivel superior ocurren en presencia de radiación electromagnética externa, que provoca la absorción del fotón necesario. Si la frecuencia de dicha radiación es muy alta, el fotón es muy energético y el electrón puede liberarse, en el llamado efecto fotoeléctrico.

Las transiciones a un nivel inferior pueden ocurrir de manera espontánea, emitiendo la energía mediante un fotón saliente; o de manera estimulada, de nuevo en presencia de radiación. En este caso, un fotón «entrante» apropiado provoca que el electrón decaiga a un nivel con una diferencia de energía igual a la del fotón entrante. De este modo, se emite un fotón saliente cuya onda asociada está sincronizada con la del primero, y en la misma dirección. Este fenómeno es la base del láser.

Interacciones eléctricas entre protones y electrones

Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico de Thomson, situación que varió después de la experiencia de Ernest Rutherford. Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa central cargada positivamente rodeada de una nube de carga negativa.[18]

Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10−10 s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.[19]

Historia de la teoría atómica

 
Varios átomos y moléculas como se muestra en A New System of Chemical Philosophy de John Dalton (1808).

El concepto de átomo existe desde la antigua Grecia, propuesto por los filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, «la materia no puede dividirse indefinidamente, por lo que debe existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas, creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean»,[20]​ conceptos muy vigentes, ya que la propiedad de indestructibilidad e indivisibilidad fueron el pilar fundamental de la química y física moderna.

El siguiente avance significativo no se realizó hasta que en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: «La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma». La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro.[21]

Luego en 1811, el físico italiano Amedeo Avogadro, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.[22]

El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente.[23]

La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911. Este experimento llevó al modelo atómico de Rutherford que no podía explicar adecuadamente la estabilidad de los átomos ni los espectros atómicos, por lo que Niels Bohr formuló su modelo atómico de Bohr en términos heurísticos, que daba cuenta de esos hechos sin explicarlos convenientemente. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.[24]

Evolución del modelo atómico

 
Los elementos básicos de la materia son tres.
 
Cuadro general de las partículas, quarks y leptones.
 
Tamaño relativo de las diferentes partículas atómicas.

La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.

Modelo de Dalton

Fue el primer modelo atómico con bases científicas comprobables, fue formulado en 1803 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.[25]​ Este primer modelo atómico postulaba:

  • La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
  • Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
  • Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
  • Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
  • Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
  • Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones (p+).

 
Diferencia entre los bariones y los mesones.
 
Diferencia entre fermiones y bosones.

Modelo de Thomson

 
Modelo atómico de Thomson.

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban, según este modelo, inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thomson donde las «pasas» (electrones) se situaban en la parte exterior del «pastel» (protones).

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

Modelo de Nagaoka

Nagaoka rechazó el modelo de Thomson, debido a que las cargas son impenetrables por la opuesta de cada una. Debido a su disconformidad propuso un modelo alternativo en el que un centro de carga positiva estaba rodeado por un número de electrones que giraban, haciendo el símil con Saturno y sus anillos.

En 1904, Nagaoka desarrolló uno de los primeros modelos planetarios del átomo. 1 Tales como el Modelo atómico de Rutherford. El Modelo de Nagaoka estaba basado alrededor de la analogía con el planeta Saturno, y con las teorías que explicaban la estabilidad y relaciones gravitatorias entre este y sus anillos. La cuestión era esta: los anillos son muy estables porque el planeta que orbitan es muy masivo. Este modelo ofrecía dos predicciones:

Un núcleo muy masivo (en analogía a un planeta muy masivo). Electrones girando alrededor del núcleo atómico, atados a esa órbita por las fuerzas electrostáticas (en analogía a los anillos girando alrededor de Saturno, atados a este por su fuerza gravitatoria).

Modelo de Rutherford

 
Modelo atómico de Rutherford.

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa. Sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico.

Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de este.

Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:

  • Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
  • No explicaba los espectros atómicos.

Modelo de Bohr

 
Modelo atómico de Bohr.

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford. Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.

«El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas». Las órbitas están cuantizadas (los electrones pueden estar solo en ciertas órbitas)

  • Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
  • Los electrones no irradian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
  • Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno, pero solo la luz de este elemento proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.

Bohr no pudo explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.

Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no pudo justificar.

Modelo de Sommerfeld

 
Órbitas elípticas en el modelo de Sommerfeld.

El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes. Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.

El físico alemán finalmente Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones del modelo de Bohr:

  1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.
  2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
  3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

En consecuencia, el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.

Modelo de Schrödinger

 
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.

Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.

En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno.

Modelo de Dirac

El modelo de Dirac usa supuestos muy similares al modelo de Schrödinger aunque su punto de partida es una ecuación relativista para la función de onda, la ecuación de Dirac. El modelo de Dirac permite incorporar de manera más natural el espín del electrón. Predice niveles energéticos similares al modelo de Schrödinger proporcionando las correcciones relativistas adecuadas.

Modelos posteriores

Tras el establecimiento de la ecuación de Dirac, la teoría cuántica evolucionó hasta convertirse propiamente en una teoría cuántica de campos. Los modelos surgidos a partir de los años 1960 y 1970 permitieron construir teorías de las interacciones de los nucleones. La vieja teoría atómica quedó confinada a la explicación de la estructura electrónica que sigue siendo explicada de manera adecuada mediante el modelo de Dirac complementado con correcciones surgidas de la electrodinámica cuántica. Debido a la complicación de las interacciones fuertes solo existen modelos aproximados de la estructura del núcleo atómico. Entre los modelos que tratan de dar cuenta de la estructura del núcleo atómico están el modelo de la gota líquida y el modelo de capas.

Posteriormente, a partir de los años 1960 y 1970, aparecieron evidencias experimentales y modelos teóricos que sugerían que los propios nucleones (neutrones, protones) y mesones (piones) que constituyen el núcleo atómico estarían formados por constituyentes fermiónicos más elementales denominados quarks. La interacción fuerte entre quarks entraña problemas matemáticos complicados, algunos aún no resueltos de manera exacta. En cualquier caso lo que se conoce hoy en día deja claro que la estructura del núcleo atómico y de las propias partículas que forman el núcleo son mucho más complicadas que la estructura electrónica de los átomos. Dado que las propiedades químicas dependen exclusivamente de las propiedades de la estructura electrónica, se considera que las teorías actuales explican satisfactoriamente las propiedades químicas de la materia, cuyo estudio fue el origen del estudio de la estructura atómica.

Véase también

Notas y referencias

Notas

Referencias

  1. «Atom». Compendium of Chemical Terminology (IUPAC Gold Book) (2ª edición). IUPAC. Consultado el 25 de abril de 2015. 
  2. Ghosh, D. C.; Biswas, R. (2002). «Theoretical calculation of Absolute Radii of Atoms and Ions. Part 1. The Atomic Radii». Int. J. Mol. Sci. 3: 87-113. doi:10.3390/i3020087. 
  3. Real Academia Española y Asociación de Academias de la Lengua Española. «átomo». Diccionario de la lengua española (23.ª edición). Consultado el 20 de julio de 2009. 
  4. Asimov, I. (2014). Breve historia de la química: Introducción a las ideas y conceptos de la química. Madrid: Alianza Editorial/El Libro de Bolsillo. p. 26. ISBN 978-84-206-6421-7
  5. Di Risio, Cecilia D.; Roverano, Mario; Vasquez, Isabel M. (2018). Química Básica (6ta edición). Buenos Aires, Argentina: Universidad De Buenos Aires. pp. 58-59. ISBN 9789508070395. 
  6. Leigh, G. J., ed. (1990). International Union of Pure and Applied Chemistry, Commission on the Nomenclature of Inorganic Chemistry, Nomenclature of Organic Chemistry – Recommendations 1990. Oxford: Blackwell Scientific Publications. p. 35. ISBN 0-08-022369-9. «An atom is the smallest unit quantity of an element that is capable of existence whether alone or in chemical combination with other atoms of the same or other elements.» 
  7. Longair, Malcolm S. (10 de febrero de 1999). La evolución de nuestro universo. Ediciones AKAL. ISBN 9788483230312. Consultado el 6 de febrero de 2018. 
  8. Haubold, Hans; Mathai, A. M. (1998). . Structure of the Universe. Common Sense Science. Archivado desde el original el 1 de octubre de 2008. Consultado el 17 de enero de 2008. 
  9. Harrison (2003:123-139).
  10. Este es el radio de la distribución de carga observada en los nucleones. Véase Cottingham y Greenwood, 2004, §3.1.
  11. La fórmula exacta es 1,12 ³√A fm. Véase Cottingham y Greenwood, 2004, §4.3.
  12. Kramer, 1988, p. 80.
  13. Kramer, 1988, p. 67,68.
  14. «Nuclear wallets results. Z=82». 2012.  (Recopilado por el National Nuclear Data Center). Citan también como estable el bismuto-209, pero existe evidencia de que es inestable. Véase Marcillac, Pierre de; Noël Coron, Gérard Dambier, Jacques Leblanc, Jean-Pierre Moalic (abril de 2003). «Experimental detection of α-particles from the radioactive decay of natural bismuth». Nature 422 (6934): 876-878. Bibcode:2003Natur.422..876D. PMID 12712201. doi:10.1038/nature01541. 
  15. Para el radio atómico, véase Demtröder, 2006, §2.4, §6.2.3.
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Átomo, para, personaje, cómics, véase, cómic, átomo, unidad, más, pequeña, materia, tiene, propiedades, elemento, químico, cada, sólido, líquido, plasma, compone, átomos, neutros, ionizados, átomos, microscópicos, tamaños, típicos, alrededor, diez, millonésima. Para el personaje de comics vease Atomo comic El atomo es la unidad mas pequena de la materia que tiene propiedades de un elemento quimico 1 Cada solido liquido gas y plasma se compone de atomos neutros o ionizados Los atomos son microscopicos los tamanos tipicos son alrededor de 100 pm diez mil millonesima parte de un metro 2 No obstante los atomos no tienen limites bien definidos y hay diferentes formas de definir su tamano que dan valores diferentes pero cercanos Los atomos son lo suficientemente pequenos para que la fisica clasica de resultados notablemente incorrectos A traves del desarrollo de la fisica los modelos atomicos han incorporado principios cuanticos para explicar y predecir mejor su comportamiento El termino proviene del latin atŏmus calco del griego ἄtomon atomon ἄtomos union de a a que significa sin y tomos tomos seccion que literalmente es que no se puede cortar indivisible 3 y fue el nombre que se dice les dio Democrito de Abdera discipulo de Leucipo de Mileto a las particulas que el concebia como las de menor tamano posible 4 Representacion de un atomo del elemento helio en la tierra Cada atomo se compone de un nucleo y uno o mas electrones unidos al nucleo El nucleo esta compuesto de uno o mas protones y tipicamente un numero similar de neutrones Los protones y los neutrones son llamados nucleones Mas del 99 94 de la masa del atomo esta en el nucleo Los protones tienen una carga electrica positiva los electrones tienen una carga electrica negativa y los neutrones no tienen carga electrica Si el numero de protones y electrones son iguales ese atomo es electricamente neutro Si un atomo tiene mas o menos electrones que protones entonces tiene una carga global negativa o positiva respectivamente y se denomina ion anion si es negativa y cation si es positiva Los electrones de un atomo son atraidos por los protones en un nucleo atomico por la fuerza electromagnetica Los protones y los neutrones en el nucleo son atraidos el uno al otro por una fuerza diferente la fuerza nuclear que es generalmente mas fuerte que la fuerza electromagnetica que repele los protones cargados positivamente entre si Bajo ciertas circunstancias mas acentuado cuanto mayor numero de protones tenga el atomo la fuerza electromagnetica repelente se vuelve mas fuerte que la fuerza nuclear y los nucleones pueden ser expulsados o desechados del nucleo dejando tras de si un elemento diferente desintegracion nuclear que resulta en transmutacion nuclear El numero de protones en el nucleo define a que elemento quimico pertenece el atomo 5 por ejemplo todos los atomos de cobre contienen 29 protones El numero de neutrones define el isotopo del elemento 6 El numero de electrones influye en las propiedades magneticas de un atomo Los atomos pueden unirse a otro u otros atomos por enlaces quimicos en los cuales se comparten los electrones de dichos atomos para formar compuestos quimicos tales como moleculas y redes cristalinas La capacidad de los atomos de asociarse y disociarse es responsable de la mayor parte de los cambios fisicos observados en la naturaleza y es el tema de la disciplina de la quimica Existe la antimateria la cual esta compuesta tambien por atomos pero con las cargas invertidas 7 los protones tienen carga negativa y se denominan antiprotones y los electrones tienen una carga positiva y se denominan positrones Es muchisimo menos frecuente en la naturaleza Al entrar en contacto con la respectiva particula como los protones con los antiprotones y los electrones con los positrones ambas se aniquilan generando un estallido de energia de rayos gamma y otras particulas No toda la materia del universo esta compuesta de atomos de hecho solo el 5 o menos del universo esta compuesto por estos La materia oscura que constituye segun algunas estimaciones mas del 20 del universo no se compone de atomos sino de particulas de un tipo actualmente desconocido Tambien cabe destacar la energia oscura la cual es un componente que esta distribuido por todo el universo ocupando aproximadamente mas del 70 de este Indice 1 Introduccion 2 Estructura atomica 2 1 Particulas subatomicas 2 2 El nucleo atomico 2 3 Nube de electrones 3 Propiedades del atomo 3 1 Masa 3 2 Tamano 3 3 Niveles de energia 3 4 Interacciones electricas entre protones y electrones 4 Historia de la teoria atomica 5 Evolucion del modelo atomico 5 1 Modelo de Dalton 5 2 Modelo de Thomson 5 3 Modelo de Nagaoka 5 4 Modelo de Rutherford 5 5 Modelo de Bohr 5 6 Modelo de Sommerfeld 5 7 Modelo de Schrodinger 5 8 Modelo de Dirac 5 9 Modelos posteriores 6 Vease tambien 7 Notas y referencias 7 1 Notas 7 2 Referencias 8 Bibliografia 9 Enlaces externosIntroduccion Democrito maximo exponente de la escuela atomista griega s V a C Retrato por Johannes Moreelse en la actitud jocosa con la que se identifico al filosofo El concepto de atomo como bloque basico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia en el siglo V a C siendo Democrito uno de sus exponentes Aristoteles posteriormente postula que la materia estaba formada por cuatro elementos pero niega la idea de atomo La teoria atomista fue sin embargo mantenida por diversas escuelas filosoficas entre ellas la epicurea Para Epicuro los atomos son unidades indivisibles que poseen tres propiedades forma tamano y peso Se encuentran permanentemente en movimiento y se unen unos a otros en virtud de sus formas Su numero es infinito y la cantidad de sus formas tambien es muy grande aunque no necesariamente infinita Las propiedades de los cuerpos derivan de las propiedades atomicas Tras la Revolucion cientifica la escuela atomista griega fue reconsiderada por las nuevas generaciones de cientificos de mediados del siglo XIX cuando sus conceptos fueron introducidos para explicar las leyes quimicas Con el desarrollo de la fisica nuclear en el siglo XX se comprobo que el atomo puede subdividirse en particulas mas pequenas 8 9 Los atomos son objetos muy pequenos con masas igualmente minusculas su diametro y masa son del orden de la diez mil millonesima parte de un metro y cuatrillonesima parte de un gramo Solo pueden ser observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto tunel Mas de un 99 94 de la masa del atomo esta concentrada en su nucleo en general repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones El nucleo de un atomo puede ser inestable y sufrir una transmutacion mediante desintegracion radioactiva Los electrones en la nube del atomo estan repartidos en distintos niveles de energia u orbitales y determinan las propiedades quimicas del mismo Las transiciones entre los distintos niveles dan lugar a la emision o absorcion de radiacion electromagnetica en forma de fotones y son la base de la espectroscopia Estructura atomicaParticulas subatomicas Articulo principal Particula subatomica A pesar de que atomo significa indivisible en realidad esta formado por varias particulas subatomicas El atomo contiene protones neutrones y electrones con la excepcion del atomo de hidrogeno 1 que no contiene neutrones y del cation hidrogeno o hidron que no contiene electrones Los protones y neutrones del atomo se denominan nucleones por formar parte del nucleo atomico Un atomo sencillo de oxigeno El electron es la particula mas ligera de las que componen el atomo con una masa de 9 11 10 31 kg Tiene una carga electrica negativa cuya magnitud se define como la carga electrica elemental y se ignora si posee subestructura por lo que se considera una particula elemental Los protones tienen una masa de 1 672 10 27 kg 1836 veces la del electron y una carga positiva opuesta a la de este Los neutrones tienen una masa de 1 69 10 27 kg 1839 veces la del electron y no poseen carga electrica Las masas de ambos nucleones son ligeramente inferiores dentro del nucleo debido a la energia potencial del mismo y sus tamanos son similares con un radio del orden de 8 10 16 m o 0 8 femtometros fm 10 Ni el proton ni el neutron son particulas elementales sino que constituyen un estado ligado de quarks u y d particulas fundamentales recogidas en el modelo estandar de la fisica de particulas con cargas electricas iguales a 2 3 y 1 3 respectivamente respecto de la carga elemental Un proton contiene dos quarks u y un quark d mientras que el neutron contiene dos d y un u en consonancia con la carga de ambos Los quarks se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear fuerte mediada por gluones del mismo modo que la fuerza electromagnetica esta mediada por fotones Ademas de estas existen otras particulas subatomicas en el modelo estandar mas tipos de quarks leptones cargados similares al electron etc El nucleo atomico Articulo principal Nucleo atomico Los protones y neutrones de un atomo se encuentran ligados en el nucleo atomico en la parte central del mismo El volumen del nucleo es aproximadamente proporcional al numero total de nucleones el numero masico A 11 lo cual es mucho menor que el tamano del atomo cuyo radio es del orden de 105 fm o 1 angstrom A Los nucleones se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear que es mucho mas intensa que la fuerza electromagnetica a distancias cortas lo cual permite vencer la repulsion electrica entre los protones 12 Los atomos de un mismo elemento tienen el mismo numero de protones que se denomina numero atomico y se representa por Z Los atomos de un elemento dado pueden tener distinto numero de neutrones se dice entonces que son isotopos Ambos numeros conjuntamente determinan el nucleido El nucleo atomico puede verse alterado por procesos muy energeticos en comparacion con las reacciones quimicas Los nucleos inestables sufren desintegraciones que pueden cambiar su numero de protones y neutrones emitiendo radiacion Un nucleo pesado puede fisionarse en otros mas ligeros en una reaccion nuclear o espontaneamente Mediante una cantidad suficiente de energia dos o mas nucleos pueden fusionarse en otro mas pesado En atomos con numero atomico bajo los nucleos con una cantidad distinta de protones y neutrones tienden a desintegrarse en nucleos con proporciones mas parejas mas estables Sin embargo para valores mayores del numero atomico la repulsion mutua de los protones requiere una proporcion mayor de neutrones para estabilizar el nucleo 13 Nube de electrones Articulo principal Nube de electrones Los cinco primeros orbitales atomicos Los electrones en el atomo son atraidos por los protones a traves de la fuerza electromagnetica Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostatico alrededor del nucleo lo que hace necesaria una fuente de energia externa para liberarlos Cuanto mas cerca esta un electron del nucleo mayor es la fuerza atractiva y mayor por tanto la energia necesaria para que escape Los electrones como otras particulas presentan simultaneamente propiedades de particula puntual y de onda y tienden a formar un cierto tipo de onda estacionaria alrededor del nucleo en reposo respecto de este Cada una de estas ondas esta caracterizada por un orbital atomico una funcion matematica que describe la probabilidad de encontrar al electron en cada punto del espacio El conjunto de estos orbitales es discreto es decir puede enumerarse como es propio en todo sistema cuantico La nube de electrones es la region ocupada por estas ondas visualizada como una densidad de carga negativa alrededor del nucleo Cada orbital corresponde a un posible valor de energia para los electrones que se reparten entre ellos El principio de exclusion de Pauli prohibe que mas de dos electrones se encuentren en el mismo orbital Pueden ocurrir transiciones entre los distintos niveles de energia si un electron absorbe un foton con energia suficiente puede saltar a un nivel superior tambien desde un nivel mas alto puede acabar en un nivel inferior radiando el resto de la energia en un foton Las energias dadas por las diferencias entre los valores de estos niveles son las que se observan en las lineas espectrales del atomo Propiedades del atomoMasa La mayor parte de la masa del atomo viene de los nucleones los protones y neutrones del nucleo Tambien contribuyen en una pequena parte la masa de los electrones y la energia de ligadura de los nucleones en virtud de la equivalencia entre masa y energia La unidad de masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la unidad de masa atomica u Esta se define como la doceava parte de la masa de un atomo neutro de carbono 12 libre cuyo nucleo contiene 6 protones y 6 neutrones y equivale a 1 66 10 27 kg aproximadamente En comparacion el proton y el neutron libres tienen una masa de 1 007 y 1 009 u La masa de un atomo es entonces aproximadamente igual al numero de nucleones en su nucleo el numero masico multiplicado por la unidad de masa atomica El atomo estable mas pesado es el plomo 208 con una masa de 207 98 u 14 En quimica se utiliza tambien el mol como unidad de masa Un mol de atomos de cualquier elemento equivale siempre al mismo numero de estos 6 022 1023 lo cual implica que un mol de atomos de un elemento con masa atomica de 1 u pesa aproximadamente 1 gramo En general un mol de atomos de un cierto elemento pesa de forma aproximada tantos gramos como la masa atomica de dicho elemento Tamano Articulo principal Radio atomico Los atomos no estan delimitados por una frontera clara por lo que su tamano se equipara con el de su nube electronica Sin embargo tampoco puede establecerse una medida de esta debido a las propiedades ondulatorias de los electrones En la practica se define el radio atomico estimandolo en funcion de algun fenomeno fisico como la cantidad y densidad de atomos en un volumen dado o la distancia entre dos nucleos en una molecula Los diversos metodos existentes arrojan valores para el radio atomico de entre 0 5 y 5 A Dentro de la tabla periodica de los elementos el tamano de los atomos tiende a disminuir a lo largo de un periodo una fila para aumentar subitamente al comienzo de uno nuevo a medida que los electrones ocupan niveles de energia mas altos 15 Las dimensiones del atomo son miles de veces mas pequenas que la longitud de onda de la luz 400 700 nm por lo que estos no pueden ser observados utilizando instrumentos opticos En comparacion el grosor de un cabello humano es equivalente a un millon de atomos de carbono Si una manzana fuera del tamano de la Tierra los atomos en ella serian tan grandes como la manzana original 16 Niveles de energia Articulos principales Nivel de energiay Linea espectral Un electron ligado en el atomo posee una energia potencial inversamente proporcional a su distancia al nucleo y de signo negativo lo que quiere decir que esta aumenta con la distancia La magnitud de esta energia es la cantidad necesaria para desligarlo y la unidad usada habitualmente para expresarla es el electronvoltio eV En el modelo mecanocuantico solo hay un conjunto discreto de estados o niveles en los que un electron ligado puede encontrarse es decir enumerables cada uno con un cierto valor de la energia El nivel con el valor mas bajo se denomina el estado fundamental mientras que el resto se denominan estados excitados Cuando un electron efectua una transicion entre dos estados distintos absorbe o emite un foton cuya energia es precisamente la diferencia entre los dos niveles La energia de un foton es proporcional a su frecuencia asi que cada transicion se corresponde con una banda estrecha del espectro electromagnetico denominada linea espectral Un ejemplo de lineas de absorcion en un espectro Cada elemento quimico posee un espectro de lineas caracteristico Estas se detectan como lineas de emision en la radiacion de los atomos del mismo Por el contrario si se hace pasar radiacion con un espectro de frecuencias continuo a traves de estos los fotones con la energia adecuada son absorbidos Cuando los electrones excitados decaen mas tarde emiten en direcciones aleatorias por lo que las frecuencias caracteristicas se observan como lineas de absorcion oscuras Las medidas espectroscopicas de la intensidad y anchura de estas lineas permite determinar la composicion de una sustancia Algunas lineas espectrales se presentan muy juntas entre si tanto que llegaron a confundirse con una sola historicamente hasta que fue descubierta su subestructura o estructura fina La causa de este fenomeno se encuentra en las diversas correcciones a considerar en la interaccion entre los electrones y el nucleo Teniendo en cuenta tan solo la fuerza electrostatica ocurre que algunas de las configuraciones electronicas pueden tener la misma energia aun siendo distintas El resto de pequenos efectos y fuerzas en el sistema electron nucleo rompe esta redundancia o degeneracion dando lugar a la estructura final Estos incluyen las correcciones relativistas al movimiento de electron la interaccion de su momento magnetico con el campo electrico y con el nucleo etc 17 Ademas en presencia de un campo externo los niveles de energia se ven modificados por la interaccion del electron con este en general produciendo o aumentando la division entre los niveles de energia Este fenomeno se conoce como efecto Stark en el caso de un campo electrico y efecto Zeeman en el caso de un campo magnetico Las transiciones de un electron a un nivel superior ocurren en presencia de radiacion electromagnetica externa que provoca la absorcion del foton necesario Si la frecuencia de dicha radiacion es muy alta el foton es muy energetico y el electron puede liberarse en el llamado efecto fotoelectrico Las transiciones a un nivel inferior pueden ocurrir de manera espontanea emitiendo la energia mediante un foton saliente o de manera estimulada de nuevo en presencia de radiacion En este caso un foton entrante apropiado provoca que el electron decaiga a un nivel con una diferencia de energia igual a la del foton entrante De este modo se emite un foton saliente cuya onda asociada esta sincronizada con la del primero y en la misma direccion Este fenomeno es la base del laser Interacciones electricas entre protones y electrones Antes del experimento de Rutherford la comunidad cientifica aceptaba el modelo atomico de Thomson situacion que vario despues de la experiencia de Ernest Rutherford Los modelos posteriores se basan en una estructura de los atomos con una masa central cargada positivamente rodeada de una nube de carga negativa 18 Este tipo de estructura del atomo llevo a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverian alrededor del nucleo en orbitas Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una particula cargada acelerada como seria necesario para mantenerse en orbita radiaria radiacion electromagnetica perdiendo energia Las leyes de Newton junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al atomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 10 s toda la energia del atomo se habria radiado con la consiguiente caida de los electrones sobre el nucleo 19 Historia de la teoria atomicaArticulos principales Historia de la teoria atomicay Teoria atomica Varios atomos y moleculas como se muestra en A New System of Chemical Philosophy de John Dalton 1808 El concepto de atomo existe desde la antigua Grecia propuesto por los filosofos griegos Democrito Leucipo y Epicuro sin embargo no se genero el concepto por medio de la experimentacion sino como una necesidad filosofica que explicara la realidad ya que como proponian estos pensadores la materia no puede dividirse indefinidamente por lo que debe existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscopicos que nos rodean 20 conceptos muy vigentes ya que la propiedad de indestructibilidad e indivisibilidad fueron el pilar fundamental de la quimica y fisica moderna El siguiente avance significativo no se realizo hasta que en 1773 el quimico frances Antoine Laurent de Lavoisier postulo su enunciado La materia no se crea ni se destruye simplemente se transforma La ley de conservacion de la masa o ley de conservacion de la materia demostrado mas tarde por los experimentos del quimico ingles John Dalton quien en 1804 luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reaccion concluyo que las sustancias estan compuestas de atomos esfericos identicos para cada elemento pero diferentes de un elemento a otro 21 Luego en 1811 el fisico italiano Amedeo Avogadro postulo que a una temperatura presion y volumen dados un gas contiene siempre el mismo numero de particulas sean atomos o moleculas independientemente de la naturaleza del gas haciendo al mismo tiempo la hipotesis de que los gases son moleculas poliatomicas con lo que se comenzo a distinguir entre atomos y moleculas 22 El quimico ruso Dmitri Ivanovich Mendeleyev creo en 1869 una clasificacion de los elementos quimicos en orden creciente de su masa atomica remarcando que existia una periodicidad en las propiedades quimicas Este trabajo fue el precursor de la tabla periodica de los elementos como la conocemos actualmente 23 La vision moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911 Este experimento llevo al modelo atomico de Rutherford que no podia explicar adecuadamente la estabilidad de los atomos ni los espectros atomicos por lo que Niels Bohr formulo su modelo atomico de Bohr en terminos heuristicos que daba cuenta de esos hechos sin explicarlos convenientemente Posteriores descubrimientos cientificos como la teoria cuantica y avances tecnologicos como el microscopio electronico han permitido conocer con mayor detalle las propiedades fisicas y quimicas de los atomos 24 Evolucion del modelo atomico Los elementos basicos de la materia son tres Cuadro general de las particulas quarks y leptones Tamano relativo de las diferentes particulas atomicas La concepcion del atomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la fisica y la quimica A continuacion se hara una exposicion de los modelos atomicos propuestos por los cientificos de diferentes epocas Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenomenos observados actualmente pero se incluyen a manera de resena historica Modelo de Dalton Articulo principal Modelo atomico de John Dalton Fue el primer modelo atomico con bases cientificas comprobables fue formulado en 1803 por John Dalton quien imaginaba a los atomos como diminutas esferas 25 Este primer modelo atomico postulaba La materia esta formada por particulas muy pequenas llamadas atomos que son indivisibles y no se pueden destruir Los atomos de un mismo elemento son iguales entre si tienen su propio peso y cualidades propias Los atomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes Los atomos permanecen sin division aun cuando se combinen en las reacciones quimicas Los atomos al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples Los atomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar mas de un compuesto Los compuestos quimicos se forman al unirse atomos de dos o mas elementos distintos Sin embargo desaparecio ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catodicos la radioactividad ni la presencia de los electrones e o protones p Diferencia entre los bariones y los mesones Diferencia entre fermiones y bosones Modelo de Thomson Articulo principal Modelo atomico de Thomson Modelo atomico de Thomson Luego del descubrimiento del electron en 1897 por Joseph John Thomson se determino que la materia se componia de dos partes una negativa y una positiva La parte negativa estaba constituida por electrones los cuales se encontraban segun este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel de la analogia del ingles plum pudding model o uvas en gelatina Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thomson donde las pasas electrones se situaban en la parte exterior del pastel protones Para explicar la formacion de iones positivos y negativos y la presencia de los electrones dentro de la estructura atomica Thomson ideo un atomo parecido a un pastel de frutas Una nube positiva que contenia las pequenas particulas negativas los electrones suspendidos en ella El numero de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva En el caso de que el atomo perdiera un electron la estructura quedaria positiva y si ganaba la carga final seria negativa De esta forma explicaba la formacion de iones pero dejo sin explicacion la existencia de las otras radiaciones Modelo de Nagaoka Articulo principal Modelo atomico de Nagaoka Nagaoka rechazo el modelo de Thomson debido a que las cargas son impenetrables por la opuesta de cada una Debido a su disconformidad propuso un modelo alternativo en el que un centro de carga positiva estaba rodeado por un numero de electrones que giraban haciendo el simil con Saturno y sus anillos En 1904 Nagaoka desarrollo uno de los primeros modelos planetarios del atomo 1 Tales como el Modelo atomico de Rutherford El Modelo de Nagaoka estaba basado alrededor de la analogia con el planeta Saturno y con las teorias que explicaban la estabilidad y relaciones gravitatorias entre este y sus anillos La cuestion era esta los anillos son muy estables porque el planeta que orbitan es muy masivo Este modelo ofrecia dos predicciones Un nucleo muy masivo en analogia a un planeta muy masivo Electrones girando alrededor del nucleo atomico atados a esa orbita por las fuerzas electrostaticas en analogia a los anillos girando alrededor de Saturno atados a este por su fuerza gravitatoria Modelo de Rutherford Articulo principal Modelo atomico de Rutherford Modelo atomico de Rutherford Este modelo fue desarrollado por el fisico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911 Representa un avance sobre el modelo de Thomson ya que mantiene que el atomo se compone de una parte positiva y una negativa Sin embargo a diferencia del anterior postula que la parte positiva se concentra en un nucleo el cual tambien contiene virtualmente toda la masa del atomo mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al nucleo en orbitas circulares o elipticas con un espacio vacio entre ellos A pesar de ser un modelo obsoleto es la percepcion mas comun del atomo del publico no cientifico Rutherford predijo la existencia del neutron en el ano 1920 por esa razon en el modelo anterior Thomson no se habla de este Por desgracia el modelo atomico de Rutherford presentaba varias incongruencias Contradecia las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales Segun las leyes de Maxwell una carga electrica en movimiento en este caso el electron deberia emitir energia constantemente en forma de radiacion y llegaria un momento en que el electron caeria sobre el nucleo y la materia se destruiria Todo ocurriria muy brevemente No explicaba los espectros atomicos Modelo de Bohr Articulo principal Modelo atomico de Bohr Modelo atomico de Bohr Este modelo es estrictamente un modelo del atomo de hidrogeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford Niels Bohr trata de incorporar los fenomenos de absorcion y emision de los gases asi como la nueva teoria de la cuantizacion de la energia desarrollada por Max Planck y el fenomeno del efecto fotoelectrico observado por Albert Einstein El atomo es un pequeno sistema solar con un nucleo en el centro y electrones moviendose alrededor del nucleo en orbitas bien definidas Las orbitas estan cuantizadas los electrones pueden estar solo en ciertas orbitas Cada orbita tiene una energia asociada La mas externa es la de mayor energia Los electrones no irradian energia luz mientras permanezcan en orbitas estables Los electrones pueden saltar de una a otra orbita Si lo hace desde una de menor energia a una de mayor energia absorbe un cuanto de energia una cantidad igual a la diferencia de energia asociada a cada orbita Si pasa de una de mayor a una de menor pierde energia en forma de radiacion luz El mayor exito de Bohr fue dar la explicacion al espectro de emision del hidrogeno pero solo la luz de este elemento proporciona una base para el caracter cuantico de la luz el foton es emitido cuando un electron cae de una orbita a otra siendo un pulso de energia radiada Bohr no pudo explicar la existencia de orbitas estables y para la condicion de cuantizacion Bohr encontro que el momento angular del electron es h 2p por un metodo que no pudo justificar Modelo de Sommerfeld Articulo principal Modelo atomico de Sommerfeld orbitas elipticas en el modelo de Sommerfeld El modelo atomico de Bohr funcionaba muy bien para el atomo de hidrogeno sin embargo en los espectros realizados para atomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energetico tenian distinta energia mostrando que existia un error en el modelo Su conclusion fue que dentro de un mismo nivel energetico existian subniveles es decir energias ligeramente diferentes Ademas desde el punto de vista teorico Sommerfeld habia encontrado que en ciertos atomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fraccion apreciable de la velocidad de la luz Sommerfeld estudio la cuestion para electrones relativistas El fisico aleman finalmente Arnold Sommerfeld con la ayuda de la teoria de la relatividad de Albert Einstein hizo las siguientes modificaciones del modelo de Bohr Los electrones se mueven alrededor del nucleo en orbitas circulares o elipticas A partir del segundo nivel energetico existen dos o mas subniveles en el mismo nivel El electron es una corriente electrica minuscula En consecuencia el modelo atomico de Sommerfeld es una generalizacion del modelo atomico de Bohr desde el punto de vista relativista aunque no pudo demostrar las formas de emision de las orbitas elipticas solo descarto su forma circular Modelo de Schrodinger Articulo principal Modelo atomico de Schrodinger Densidad de probabilidad de ubicacion de un electron para los primeros niveles de energia Despues de que Louis Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924 la cual fue generalizada por Erwin Schrodinger en 1926 se actualizo nuevamente el modelo del atomo En el modelo de Schrodinger se abandona la concepcion de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al nucleo que es una extrapolacion de la experiencia a nivel macroscopico hacia las diminutas dimensiones del atomo En vez de esto Schrodinger describe a los electrones por medio de una funcion de onda el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una region delimitada del espacio Esta zona de probabilidad se conoce como orbital La grafica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energia disponibles en el atomo de hidrogeno Modelo de Dirac Articulo principal Modelo atomico de Dirac El modelo de Dirac usa supuestos muy similares al modelo de Schrodinger aunque su punto de partida es una ecuacion relativista para la funcion de onda la ecuacion de Dirac El modelo de Dirac permite incorporar de manera mas natural el espin del electron Predice niveles energeticos similares al modelo de Schrodinger proporcionando las correcciones relativistas adecuadas Modelos posteriores Tras el establecimiento de la ecuacion de Dirac la teoria cuantica evoluciono hasta convertirse propiamente en una teoria cuantica de campos Los modelos surgidos a partir de los anos 1960 y 1970 permitieron construir teorias de las interacciones de los nucleones La vieja teoria atomica quedo confinada a la explicacion de la estructura electronica que sigue siendo explicada de manera adecuada mediante el modelo de Dirac complementado con correcciones surgidas de la electrodinamica cuantica Debido a la complicacion de las interacciones fuertes solo existen modelos aproximados de la estructura del nucleo atomico Entre los modelos que tratan de dar cuenta de la estructura del nucleo atomico estan el modelo de la gota liquida y el modelo de capas Posteriormente a partir de los anos 1960 y 1970 aparecieron evidencias experimentales y modelos teoricos que sugerian que los propios nucleones neutrones protones y mesones piones que constituyen el nucleo atomico estarian formados por constituyentes fermionicos mas elementales denominados quarks La interaccion fuerte entre quarks entrana problemas matematicos complicados algunos aun no resueltos de manera exacta En cualquier caso lo que se conoce hoy en dia deja claro que la estructura del nucleo atomico y de las propias particulas que forman el nucleo son mucho mas complicadas que la estructura electronica de los atomos Dado que las propiedades quimicas dependen exclusivamente de las propiedades de la estructura electronica se considera que las teorias actuales explican satisfactoriamente las propiedades quimicas de la materia cuyo estudio fue el origen del estudio de la estructura atomica Vease tambienElemento quimico Molecula Teoria atomicaNotas y referenciasNotas Referencias Atom Compendium of Chemical Terminology IUPAC Gold Book 2ª edicion IUPAC Consultado el 25 de abril de 2015 Ghosh D C Biswas R 2002 Theoretical calculation of Absolute Radii of Atoms and Ions Part 1 The Atomic Radii Int J Mol Sci 3 87 113 doi 10 3390 i3020087 Real Academia Espanola y Asociacion de Academias de la Lengua Espanola atomo Diccionario de la lengua espanola 23 ª edicion Consultado el 20 de julio de 2009 Asimov I 2014 Breve historia de la quimica Introduccion a las ideas y conceptos de la quimica Madrid Alianza Editorial El Libro de Bolsillo p 26 ISBN 978 84 206 6421 7 Di Risio Cecilia D Roverano Mario Vasquez Isabel M 2018 Quimica Basica 6ta edicion Buenos Aires Argentina Universidad De Buenos Aires pp 58 59 ISBN 9789508070395 Leigh G J ed 1990 International Union of Pure and Applied Chemistry Commission on the Nomenclature of Inorganic 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externos Wikimedia Commons alberga una galeria multimedia sobre Atomo Wikcionario tiene definiciones y otra informacion sobre atomo Wikiquote alberga frases celebres de o sobre Atomo El Diccionario de la Real Academia Espanola tiene una definicion para atomo Datos Q9121 Multimedia Atoms Diccionario atomo Citas celebres Atomo Obtenido de https es wikipedia org w index php title Atomo amp oldid 141635133, wikipedia, wiki, leyendo, leer, libro, biblioteca,

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