EVOLUCIÓN ATÓMICA HASTA LA ACTUALIDAD

Los primeros modelos atómicos 

La historia de los modelos atómicos empieza en la antigua Grecia. En ese

entonces, no había científicos tal como los concebimos en la actualidad. Eran

los filósofos quienes, entre otras cosas, se ocupaban de pensar cómo estaba

constituida la materia. Y había dos opiniones encontradas: por un lado, la

Demócrito y su maestro Leucipo y, por otro, la de Aristóteles. 

Demócrito y Leucipo afirmaba que un trozo de metal podía dividirse en dos

partes y cada una de estas, a su vez, en otras dos, y así sucesivamente, hasta

que se llegaba un momento en el cual se obtenía una partícula tan diminuta

que ya no era posible dividirla. A esa partícula la denominaron átomo (que en

griego significa “indivisible”). Según estos filósofos, los átomos no eran todos

iguales, sino que adquirían la característica de la materia a la cual pertenecían.

Además, sostenían que los átomos eran eternos, se movían en un infinito

espacio vacío y se diferenciaban por la forma, la medida, peso y la posición. Por

lo tanto, la creación de materia era la consecuencia natural del incesante

movimiento giratorio y del choque de los átomos en el espacio. 

Aristóteles atacó duramente la teoría de los atomistas en su libro llamado

“FÍSICA”. El consideraba que la materia era continua y que los átomos no

existían. Aristóteles era partidario de la teoría de los cuatro elementos, según

la cual toda la materia estaría formada por la combinación de cuatro

elementos: fuego, aire, tierra y agua. 

Las distintas propiedades que se pueden observar en las sustancias se deben a

que los cuatro elementos se combinan en distintas proporciones. 

El oro, considerado el metal perfecto (símbolo del Sol, resistente a la oxidación,

insoluble en los ácidos entonces conocidos...), debería de contener los cuatro

elementos combinados en la proporción ideal. 

Los demás metales podrían transmutarse en oro alterando las proporciones de

los cuatro elementos, sólo habría que idear un procedimiento para hacerlo. 

Modelo atómico de Dalton 

En el siglo XVIII se produjeron grandes cambios en cuanto al modo de estudiar

los fenómenos naturales. Varios físicos y químicos europeos se dedicaron a

experimentar con la materia y sus transformaciones; entre ellos John Dalton

(1766-1844). Lo primero que pensó es que la materia no era continua sino que

estaba formada por partículas muy pequeñas, a las que denominó “átomos”, al

igual que Demócrito y Leucipo. 

John Dalton estaba fascinado por el “rompecabezas” de los elementos. A

principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se

combinan entre sí para formar compuestos químicos. Mostró que los átomos se

unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que

los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua,

por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de

hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por

lo que el agua se simboliza como HOH o H2O. Sobre esta base enunció, en

1803, su teoría atómica: 

•La materia está formada por átomos indivisibles e indestructibles. 

•Los átomos son esferas rígidas. 

•Todos los átomos del mismo elemento son iguales entre sí pero diferentes de

los átomos de otros elementos. 

•Los átomos de elementos diferentes se combinan para formar átomos

compuestos. 

•Los átomos no se crean ni se destruyen, aun cuando se combinen en las

reacciones químicas. 

Para la época, los postulados de Dalton resultaron brillantes. Aunque no

resolvió cómo estaban constituidos los átomos, “reflotó su existencia”, y eso

era lo importante. 

Representación del átomo según Dalton 

 

El modelo atómico de Thomson 

El físico británico Joseph Thomson (1856-1940) en 1897 realizó experiencias

que demostraron la existencia en los átomos de partículas con carga negativa y

masa definida, a las que llamó electrones, es decir, que el átomo era divisible y

estaba formado por partículas aun más pequeñas. Thomson postuló un modelo

atómico que se conoce como “budín de pasas”. Según este modelo, el átomo

era una esfera sólida de carga positiva, sobre la que se disponían los

electrones, como las pasas en un budín. La suma total de cargas positivas y

negativas era nula. 

El uso de “budín con pasas” es una analogía, dice que las pasas están

“inmersas” en la masa, diciendo que los electrones están inmersos en una

esfera de carga positiva. 

Experimento de Thomson: 

El experimento que utilizó Thomson para demostrar la relación entre la carga

eléctrica y la masa de los electrones, consistía en la utilización de un tubo de

rayos catódicos. 

Entre los experimentos con electricidad había algunos que tenían que ver con

enviar corrientes eléctricas a través de tubos de vidrio que contienen diferentes

clases de gases. Cuando la corriente se encendía, el electrodo negativo, o

cátodo, se iluminaba con una extraña luz verde, y en forma similar, un punto

brillante verde aparecía en la pared opuesta del tubo. Era claro que algo estaba

viajando en línea recta a través del tubo, a partir del cátodo; este “algo” fue

llamado rayo catódico. 

Alguien sugirió que los rayos catódicos deberían ser ondas, como la luz o los

recientemente descubiertos rayos-x. Pero las ondas, como todo el mundo sabía

entonces, no podrían llevar carga eléctrica; solamente las partículas pueden

hacer eso. Por ésta razón los resultados experimentales de Thomson lo

convencieron de que los rayos catódicos tenían que estar hechos de partículas 

Modelo atómico de Thomson 

 

Experimento realizado por Thomson 

El modelo de Rutherford 

El brillante físico y químico británico: Ermest Rutherford (1871-1937). En 1911

con partículas α 2+ bombardeó una delgada lámina de oro, observó que: 

•La mayor parte de las partículas la atravesaban sin desviarse; 

•Una proporción menor de partículas rebotaban en la lámina de oro y volvían

hacia donde fueron emitidas. 

•Muy pocas partículas rebotaban en la lámina de oro y volvían hacia donde

fueron emitidas. 

Basándose en esta observación, dedujo que la mayor parte del volumen del

átomo debía estar formada por espacio vacío, y que en zona poseía una

pequeñísima porción de materia, a la que denominó núcleo atómico. Ese núcleo

poseía carga positiva, ya que rechazaba las partículas positivas con las que era

bombardeado. Y los electrones (de carga negativa) giraban alrededor del

núcleo atómico distribuidos en órbitas, como lo hacen los planetas alrededor

del Sol. Por eso este modelo se conoce como modelo planetario. Como si esto

fuera poco, un año después, Rutherford afirmó que todos los átomos contienen

protones, partículas positivas de igual magnitud de carga que los electrones,

pero de signo contrario. 

El experimento de Rutherford, también llamado experimento de la lámina de

oro, fue realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, y publicado en

1911, bajo la dirección de Ernest Rutherford en los Laboratorios de Física de la

Universidad de Manchester. 

El experimento consistió en mandar un haz de partículas alfa sobre una fina

lámina de oro y observar cómo dicha lámina afectaba a la trayectoria de dichos

rayos. 

Las partículas alfa se obtenían de la desintegración de una sustancia radiactiva,

el polonio. Para obtener un fino haz se colocó el polonio en una caja de plomo,

el plomo detiene todas las partículas, menos las que salen por un pequeño

orificio practicado en la caja. Perpendicular a la trayectoria del haz se

interponía la lámina de metal. Y, para la detección de trayectoria de las

partículas, se empleó una pantalla con sulfuro de zinc que produce pequeños

destellos cada vez que una partícula alfa choca con él. 

Según el modelo de Thomson, las partículas alfa atravesarían la lámina

metálica sin desviarse demasiado de su trayectoria: 

La carga positiva y los electrones del átomo se encontraban dispersos de

forma homogénea en todo el volumen del átomo. Como las partículas alfa

poseen una gran masa (8.000 veces mayor que la del electrón) y gran

velocidad (unos 20.000 km/s), la fuerzas eléctricas serían muy débiles e

insuficientes para conseguir desviar las partículas alfa. 

Además, para atravesar la lámina del metal, estas partículas se encontrarían

con muchos átomos, que irían compensando las desviaciones hacia diferentes

direcciones. 

Pero se observó que un pequeño porcentaje de partículas se desviaban hacia la

fuente de polonio, aproximadamente una de cada 8.000 partículas al utilizar

una finísima lámina de oro con unos 200 átomos de espesor. En palabras de

Rutherford ese resultado era "tan sorprendente como si le disparases balas de

cañón a una hoja de papel y rebotasen hacia ti". 

Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas

atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío, que la

desviación de las partículas alfa indica que el deflector y las partículas poseen

carga positiva, pues la desviación siempre es dispersa. Y el rebote de las

partículas alfa indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva

del átomo y a la vez muy densa. 

El modelo atómico de Rutherford mantenía el planteamiento de Thomson, de

que los átomos poseen electrones, pero su explicación sostenía que todo átomo

estaba formado por un núcleo y una corteza. El núcleo debía tener carga

positiva, un radio muy pequeño y en él se concentraba casi toda la masa del

átomo. La corteza estaría formada por una nube de electrones que orbitan

alrededor del núcleo. 

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no estaban muy bien definidas y

formaban una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y

forma indefinida. También calculó que el radio del átomo, según los resultados

del experimento, era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, lo que

implicaba un gran espacio vacío en el átomo. 

Modelo Atómico de Rutherford

 

Experimento realizado por Rutherford 

El modelo de Bohr 

En 1913, un discípulo de Rutherford, Niels Bohr (1885-1962), mejoró el modelo.

Afirmó que los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares

definidas y con un nivel de energía característico. Cuanto más alejada del

núcleo estuviera la órbita en la que giraba el electrón, cada órbita admitía un

número máximo de electrones. 

Al postular su modelo atómico, Bohr tuvo muy en cuenta las observaciones del

físico alemán Max Planck (1858-1957), quien ya en 1900 había observado que

las partículas oscilaban entre varios niveles de energía y emitían o tomaban

energía en forma de radiaciones electromagnéticas. Descubrió que la energía

emitida no podía ser de cualquier magnitud, sino que se trataba de múltiplos

de una cantidad determinada de energía, a la que llamó cuanto. 

•Si el átomo no recibía energía, los electrones giraban alrededor del núcleo en

órbitas estables, sin emitir energía. 

•En determinadas condiciones, los electrones absorbían energía y podían

moverse desde su órbita (estado fundamental) hacia una órbita de mayor nivel

de energía (estado excitado). 

•Cuando volvían a su estado fundamental, se liberaba energía en forma de

radiaciones electromagnéticas. Así se explica, por ejemplo, el fenómeno de

luminiscencia. En este caso, la radiación emitida es visible.  

Bases experimentales para el modelo de Bohr 

La base para fundamentar su modelo atómico fue el estudio de las radiaciones

que emiten los cuerpos luego de recibir energía, en este caso en forma de

calor. 

Cuando una muestra se calienta hasta la incandescencia, si esta formada por

un solo tipo de átomos (por ejemplo, de hidrogeno o de helio) emite luz de un

color característico. En el caso del sodio, emite luz amarilla y el cloro, verde. Si

esa luz se hace pasar a través de un prisma en un aparato especial llamado

espectroscopio, se obtiene un conjunto de haces luminosos o líneas de colores

diferentes que se conocen con el nombre de espectro de emisión. Así el cloro

tiene un espectro de emisión característico, el sodio otro, y lo mismo ocurre

con el resto de los átomos. Estos espectros son algo así como una “huella

digital” del tipo de átomo que forman esa sustancia. Porque según Bohr: 

•Cada una de las líneas del espectro de emisión corresponde a un salto entre

dos niveles de energía. 

•Como cada electrón tiene varios niveles “característicos”, cada electrón puede

dar uno de varios saltos posibles, y por esa razón cada átomo emite un

conjunto de líneas de colores. 

Modelo atómico de Bohr 

Modelo atómico de Sommerfeld 

En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar

los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones

básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En

el modelo de Bohr los electrones sólo giraban en órbitas circulares. La

excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número

cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con

la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con: 

l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o Sharp 

l = 1 se denominarían p o principal. 

l = 2 se denominarían d o diffuse. 

l = 3 se denominarían f o fundamental. 

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales,

Sommerfeld postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que

tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del

sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa

varios miles de veces superior a la masa del electrón. 

Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al

emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las órbitas

del electrón pueden ser circulares y elípticas. Introduce el número cuántico

secundario o azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,

… (n-1), e indica el momento angular del electrón en la órbita en unidades de,

determinando los subniveles de energía en cada nivel cuántico y la

excentricidad de la órbita. 

En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein,

hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr: 

•Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o

elípticas. 

•A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el

mismo nivel. 

•El electrón es una corriente eléctrica minúscula. 

Modelo atómico de Schrödinger 

En 1927, el francés Louis de Broglie (1892-1987), el austríaco Erwin

Schrödinger (1901-1961) y el alemán Werner Heisenberg (1901-1976)

realizaron investigaciones que llevaron a postular lo que conocemos como

modelo atómico actual o modelo mecánico-cuántico. Según este modelo, los

electrones no se distribuyen en órbitas definidas sino en zonas del espacio

denominadas orbitales atómicos, donde la probabilidad de encontrar los

electrones es máxima. Esto es así, porque no es posible medir al mismo tiempo

la velocidad y la posición de un electrón. Entonces los electrones no tienen

trayectorias fijas alrededor del núcleo sino que lo “envuelven” formando una

nube difusa de carga negativa. 

El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como

ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria

que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material.

Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de

onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los

electrones concebidos como partículas cuasi puntuales cuya probabilidad de

presencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado

de la función de onda en una región. Es decir, en la interpretación posterior del

modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones

empíricas, pero en el que ni la posición ni el movimiento del electrón en el

átomo variaba de manera determinista. 

El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de

emisión espectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El

modelo también predice adecuadamente la modificación de los niveles

energéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico (efecto Zeeman y

efecto Stark respectivamente). Además, con ciertas modificaciones

semiheurísticas el modelo explica el enlace químico y la estabilidad de las

moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en los niveles energéticos

puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, pero donde el electrón

es descrito mediante la ecuación relativista de Dirac en lugar de mediante la

ecuación de Schrödinger. El átomo reside en su propio eje. 

Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a

una confusión ya que no explica la estructura completa del átomo. El modelo

de Schrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interacción

con la estructura electrónica de otros átomos, pero no explica como es el

núcleo atómico ni su estabilidad. 

A la luz de Bohr y con los aportes de Schrödinger, De Broglie y Heisenberg

surgieron varias preguntas, entre ellas: ¿Cuántos niveles de energía tiene un

átomo? ¿Qué niveles ocupan primero los electrones: los más cercanos al núcleo

o los más alejados? ¿Hay subniveles de energía? 

Para empezar debemos decir que cada nivel de energía o nivel principal se

denomina con un número (n). Cada nivel de energía es la región de la nube

electrónica donde se encuentran los electrones con valores similares de

energía. Cuanto más lejos del núcleo se ubiquen, más energía tendrán. Puede

haber hasta siete niveles de energía. 

A su vez, cada nivel de energía tiene n subniveles. Por ejemplo, el nivel 4 tiene

cuatro subniveles que se caracterizan por el tipo de orbital (s, p, d o r), y

acepta como máximo un cierto número de electrones. 

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.8 

Modelo atómico de Schrödinger