El átomo y los modelos atómicos

Desde la antigüedad, el ser humano se ha preguntado de qué está hecho el mundo. En la Grecia clásica (siglo V a.C.), surgieron dos posturas enfrentadas: la de Aristóteles, que creía que la materia era continua (se podía dividir infinitamente), y la de Demócrito y Leucipo.

Demócrito propuso la teoría atomista, defendiendo que la materia es discontinua. Según él, si dividimos un objeto muchas veces, llegaríamos a una partícula tan pequeña que sería indivisible. A esta partícula la llamó átomo (que en griego significa "sin división").

Los puntos clave de esta visión inicial son:

• La materia está formada por partículas sólidas e invisibles.
• Entre los átomos existe el vacío, un espacio donde no hay nada.
• Las propiedades de las cosas cambian según la forma y agrupación de sus átomos.

Hubo que esperar más de 2.000 años para que la idea del átomo pasara de la filosofía a la ciencia. En 1808, John Dalton publicó la primera teoría atómica con base científica, apoyada en experimentos de laboratorio.

Los postulados de Dalton se resumen en:

1. La materia está formada por átomos, que son esferas indivisibles e inalterables.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí (misma masa y propiedades).
3. Los átomos de diferentes elementos tienen masas y propiedades distintas.
4. Los compuestos se forman al combinarse átomos de diferentes elementos en proporciones fijas de números enteros.

Aunque el modelo de Dalton fue revolucionario, a finales del siglo XIX empezaron a observarse fenómenos que no podía explicar, especialmente la naturaleza eléctrica de la materia.

Si el átomo fuera una esfera sólida e indivisible, ¿cómo explicamos que al frotar un bolígrafo de plástico con lana este sea capaz de atraer trocitos de papel? Este fenómeno de electrización sugería que el átomo debía contener partículas más pequeñas con carga eléctrica. El modelo de Dalton fallaba al considerar el átomo como algo indivisible, obligando a los científicos a buscar partículas subatómicas.

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En 1897, J.J. Thomson experimentó con tubos de rayos catódicos (tubos de vidrio con gas a baja presión y electrodos). Observó que surgían unos rayos que viajaban del cátodo (negativo) al ánodo (positivo) y que podían ser desviados por imanes.

Thomson concluyó que estos rayos eran chorros de partículas con carga negativa y muy poca masa, a las que llamó electrones. Para explicar esto, propuso el modelo del "budín de pasas":

• El átomo es una esfera maciza de carga positiva.
• Los electrones (negativos) están incrustados en ella como las pasas en un bizcocho.
• El átomo es globalmente neutro, pues la carga positiva de la esfera compensa la negativa de los electrones.

En 1911, Ernest Rutherford realizó un experimento crucial: bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (carga positiva).

• Observación: La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, pero unas pocas rebotaban o se desviaban mucho.
• Conclusión: El átomo no es macizo. Está mayoritariamente vacío.

Rutherford propuso el modelo nuclear:

1. El átomo tiene un núcleo central, muy pequeño y denso, donde se concentra la carga positiva y casi toda la masa.
2. Los electrones giran alrededor del núcleo a grandes distancias, en una zona llamada corteza.

Tras el éxito de Rutherford, se identificó el protón como la partícula responsable de la carga positiva del núcleo. Sin embargo, la masa del núcleo era mayor de lo esperado solo con protones.

En 1932, James Chadwick descubrió el neutrón, una partícula sin carga eléctrica y con una masa similar a la del protón. Los neutrones se sitúan en el núcleo y ayudan a mantener la estabilidad nuclear, evitando que los protones se repelan entre sí y el núcleo se desintegre.

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El modelo de Rutherford tenía un problema: según la física clásica, un electrón girando debería perder energía y chocar contra el núcleo. En 1913, Niels Bohr perfeccionó el modelo basándose en la energía:

• Los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas circulares permitidas (niveles de energía).
• Mientras el electrón está en su órbita, no emite energía.
• Si un electrón recibe energía, puede saltar a una órbita superior. Cuando vuelve a su órbita original, emite esa energía en forma de luz (fotones).

Los electrones se organizan en la corteza en diferentes niveles o capas electrónicas (denominadas K, L, M, N...). Cada capa tiene una capacidad máxima de electrones:

• Capa 1 (n=1): Máximo 2 electrones.
• Capa 2 (n=2): Máximo 8 electrones.
• Capa 3 (n=3): Máximo 18 electrones.

La configuración electrónica es la forma en que los electrones se distribuyen en estas capas. Los electrones situados en la última capa se llaman electrones de valencia y son los responsables del comportamiento químico del átomo.

El modelo actual es más complejo y se basa en la mecánica cuántica. Ya no hablamos de órbitas exactas, sino de una nube de electrones. Se introduce el concepto de orbital: una región del espacio alrededor del núcleo donde existe una altísima probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. En este modelo, el electrón se comporta a la vez como partícula y como onda.

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Para identificar un átomo, utilizamos dos números fundamentales:

1. Número atómico ($Z$): Es el número de protones que tiene un átomo en su núcleo. Define de qué elemento se trata. En un átomo neutro, $Z$ también indica el número de electrones.
2. Número másico ($A$): Es la suma del número de protones y neutrones. Representa la masa aproximada del núcleo.

Podemos calcular el número de neutrones ($n$) con la fórmula: $n = A - Z$

Los isótopos son átomos del mismo elemento (igual $Z$) que tienen distinto número de neutrones (distinto $A$). Por ejemplo, el hidrógeno tiene tres isótopos: Protio ($0$ neutrones), Deuterio ($1$ neutrón) y Tritio ($2$ neutrones).

Tienen muchas aplicaciones prácticas:

• Medicina: El Yodo-131 se usa para tratar problemas de tiroides.
• Arqueología: El Carbono-14 permite la datación de restos orgánicos antiguos.
• Energía: El Uranio-235 se usa como combustible en centrales nucleares.

La masa de un átomo es extremadamente pequeña, por lo que usamos la unidad de masa atómica (u). La masa atómica que aparece en la Tabla Periódica no es un número entero porque es la masa promedio ponderada de todos los isótopos naturales de ese elemento, teniendo en cuenta su abundancia relativa en la naturaleza. Por eso, el cloro tiene una masa de $35,45\ u$ y no un número exacto.

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Un átomo es neutro cuando tiene los mismos protones (+) que electrones (-). Sin embargo, los átomos pueden ganar o perder electrones para ganar estabilidad, convirtiéndose en iones:

• Catión: Se forma cuando un átomo pierde electrones. Queda con carga positiva (predominan los protones). Ejemplo: $Na^+$.
• Anión: Se forma cuando un átomo gana electrones. Queda con carga negativa (hay más electrones que protones). Ejemplo: $Cl^-$.

Para representar un átomo o ion, usamos el símbolo del elemento con el número másico arriba a la izquierda y el atómico abajo a la izquierda. La carga se sitúa arriba a la derecha:

$\text{}^{A}_{Z}X^{\text{carga}}$

Los gases nobles (Helio, Neón, Argón...) son elementos muy estables que casi nunca reaccionan con otros. Esto se debe a que tienen su última capa de electrones completa (normalmente con 8 electrones).

El resto de los átomos tienden a reaccionar, ganar, perder o compartir electrones para conseguir esa configuración de capa completa. Esto se conoce como la regla del octeto: los átomos buscan tener 8 electrones en su capa de valencia para alcanzar la máxima estabilidad química.