El átomo: modelos atómicos y configuración electrónica

En la antigua Grecia, surgieron dos corrientes contrapuestas para explicar de qué está hecho el mundo. Por un lado, Aristóteles defendía la continuidad de la materia (se puede dividir infinitamente). Por otro, Demócrito y Leucipo propusieron la discontinuidad: la materia está formada por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos (del griego a-tomo, "sin división").

Esta idea quedó en el olvido durante siglos hasta que en 1808, John Dalton publicó su teoría atómica basada en evidencias experimentales. Sus postulados principales fueron:

1. La materia está formada por átomos, partículas pequeñas e indivisibles.
2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades.
3. Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos en proporciones fijas.

El modelo de Dalton permitió explicar leyes que ya se habían observado en el laboratorio:

• Ley de conservación de la masa (Lavoisier): En una reacción química, la masa total permanece constante porque los átomos solo se reordenan, no se crean ni se destruyen.
• Ley de las proporciones definidas (Proust): Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masa constante.

Aunque el modelo de Dalton fue revolucionario, pronto aparecieron fenómenos que no podía explicar, especialmente los fenómenos eléctricos (como la electricidad estática al frotar un bolígrafo). Si el átomo fuera una esfera sólida e indivisible, no habría forma de explicar la transferencia de carga. Esto sugirió que el átomo debía tener una estructura interna compuesta por partículas aún más pequeñas.

A finales del siglo XIX, los experimentos con rayos catódicos (tubos de vidrio al vacío con electrodos) revelaron la existencia del electrón. Joseph John Thomson observó que estos rayos eran desviados por campos eléctricos y magnéticos, lo que demostraba que estaban formados por partículas con carga negativa. Thomson logró calcular la relación carga-masa de estas partículas, demostrando que eran mucho más ligeras que el átomo de hidrógeno.

En 1904, Thomson propuso un modelo donde el átomo era una esfera de carga positiva uniforme en la que se encontraban incrustados los electrones (carga negativa), de forma similar a las pasas en un pudin. Este modelo explicaba la neutralidad eléctrica del átomo: la suma de las cargas negativas de los electrones compensaba la carga positiva de la esfera.

Posteriormente, experimentos con "rayos canales" realizados por Goldstein permitieron identificar partículas de carga positiva, los protones. Mucho más tarde, en 1932, James Chadwick descubrió el neutrón, una partícula sin carga eléctrica situada en el núcleo, cuya función principal es aportar estabilidad y masa al átomo.

Ernest Rutherford realizó un experimento crucial: bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (carga positiva). Según el modelo de Thomson, todas las partículas deberían atravesar la lámina. Sin embargo, observó que:

1. La mayoría atravesaba sin desviarse.
2. Algunas se desviaban ligeramente.
3. Unas pocas (1 de cada 20.000) rebotaban hacia atrás.

Rutherford concluyó que el átomo está mayoritariamente vacío. Propuso el modelo nuclear:

• Núcleo: Una zona central muy pequeña, densa y con carga positiva que contiene casi toda la masa del átomo.
• Corteza: Una zona inmensa donde los electrones giran alrededor del núcleo a grandes distancias, como los planetas alrededor del Sol.

Para distinguir los átomos de diferentes elementos, utilizamos dos números fundamentales:

• Número atómico ($Z$): Es el número de protones en el núcleo. Define la identidad del elemento.
• Número másico ($A$): Es la suma de protones ($Z$) y neutrones ($N$). $A = Z + N$
• Isótopos: Átomos de un mismo elemento (igual $Z$) que tienen distinto número de neutrones (distinto $A$).

Cuando se calienta un gas, este emite luz. Al pasar esa luz por un prisma, no se obtiene un arcoíris continuo, sino unas líneas coloreadas llamadas espectros de emisión. Cada elemento tiene su propio espectro, que funciona como una huella dactilar atómica. El modelo de Rutherford no podía explicar por qué los electrones solo emitían ciertas energías.

En 1913, Niels Bohr propuso que:

1. Los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas circulares permitidas (niveles de energía $n=1, 2, 3...$) sin emitir energía.
2. En cada órbita, el electrón tiene una energía determinada (energía cuantizada).
3. Los electrones pueden saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía en forma de fotones.

• Estado fundamental: El electrón está en el nivel de energía más bajo posible (el más cercano al núcleo).
• Estado excitado: Cuando el electrón absorbe energía y salta a un nivel superior. Al volver al nivel inferior, emite esa energía sobrante en forma de luz visible o radiación.

La configuración electrónica indica cómo se distribuyen los electrones en la corteza. Los electrones se sitúan en niveles ($n$) y subniveles ($s, p, d, f$). La capacidad máxima de cada nivel principal viene dada por la fórmula $2n^2$.

• Nivel 1: máx 2 electrones.
• Nivel 2: máx 8 electrones.
• Nivel 3: máx 18 electrones.

La capa de valencia es el nivel más externo y es la responsable del comportamiento químico del átomo.

Para escribir la configuración electrónica, seguimos el principio de Aufbau (llenado por orden creciente de energía) utilizando el Diagrama de Moeller.

Ejemplo del Sodio ($Z=11$): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$.

Existe una relación directa entre la configuración y la posición en la tabla:

• El periodo coincide con el nivel de energía más alto ocupado.
• El grupo está relacionado con el número de electrones en la capa de valencia.
• Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares porque tienen el mismo número de electrones externos.

Los átomos tienden a buscar la estabilidad (completar su última capa con 8 electrones, regla del octeto). Para ello, pueden ganar o perder electrones:

• Cationes: El átomo pierde electrones y adquiere carga positiva (ej. $Na^+$).
• Aniones: El átomo gana electrones y adquiere carga negativa (ej. $Cl^-$).

Aunque los isótopos de un elemento se comportan igual químicamente, sus núcleos pueden ser inestables (radioisótopos).

• Carbono-14: Utilizado para la datación de restos orgánicos antiguos.
• Cobalto-60 y Yodo-131: Utilizados en medicina para el tratamiento del cáncer y diagnóstico de tiroides.
• Uranio-235: Combustible en centrales nucleares para obtener energía.

La desintegración de núcleos inestables produce radiación que puede ser de tres tipos:

1. Alfa ($\alpha$): Poco penetrante (una hoja de papel la detiene).
2. Beta ($\beta$): Más penetrante (detenida por una lámina de aluminio).
3. Gamma ($\gamma$): Radiación electromagnética muy energética y muy penetrante (requiere gruesos muros de plomo u hormigón).

Es fundamental el control de los residuos nucleares y el uso de equipos de protección para evitar daños en el ADN y los tejidos celulares de los seres vivos.