Teoría Atómica

1. Demócrito (460-370 a.C.): Filósofo griego que expresó la idea de que toda materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad indivisible e indestructible denominada átomo. Esta unidad, al combinarse de distintas maneras, sería capaz de formar cuerpos macroscópicos.

2. Dalton (1776-1844): Propone que cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos, siendo todos los átomos de un elemento idénticos. Los diferentes elementos son distintos y poseen otras propiedades. Los compuestos se componen de átomos combinados en razones pequeñas y números enteros. Las reacciones son pre-arreglos entre los mismos átomos que no se crean ni se destruyen en las reacciones. Un átomo es una unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química.

En el siglo XX, se pudo demostrar claramente que los átomos poseen una estructura interna y están formados por partículas aún más pequeñas denominadas partículas subatómicas, llevando al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y neutrones.

Descubrimiento del Electrón

3. Thomson (1906): Desarrolla una serie de experimentos con rayos catódicos, donde observaba en los tubos de descarga que los rayos de luz eran desviados de su trayectoria lineal, tanto por campos magnéticos como por campos eléctricos. Observó que la luz ordinaria no era afectada por un imán, concluyendo que los rayos catódicos correspondían a un haz de partículas negativas que denominó electrones. Postuló la teoría atómica, que considera que los átomos son esferas de carga positiva, uniformemente distribuidas, cuyos electrones se encuentran dispersos e incrustados en ella.

4. Rutherford (1910): El modelo de Thomson explica la formación de iones, pero no la existencia de otras radiaciones. Rutherford considera en su teoría que la parte positiva del átomo está concentrada en el núcleo, que contiene toda la masa, mientras que los electrones se ubican en una corteza girando alrededor del núcleo en ondas circulares o elípticas, con un espacio vacío entre ellas. Predijo la existencia del neutrón. Este químico propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado central dentro del átomo, que llamó núcleo, y las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones.

Descubrimiento del Neutrón

5. Chadwick (1932): Descubre un tercer tipo de partículas subatómicas que llamó neutrón, con una masa ligeramente mayor a la del protón y sin carga.

6. Bohr (1885-1962): Postula que el átomo es igual a un pequeño sistema solar, con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas, las cuales están cuantizadas, saltando los electrones de una órbita a otra, desde una de menor energía a otra de mayor energía.

Número Atómico (Z): Es el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones.

Número Másico (A): Es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento.

La cantidad de electrones es igual a la cantidad de protones, por lo que un átomo en condiciones normales tiene carga eléctrica igual a “0”, no posee carga iónica. Sin embargo, cuando un átomo pierde o gana electrones, se transforma en un ión.

Iones: Es un átomo o un grupo de átomos que posee una carga neta positiva o negativa. La pérdida de un electrón, a partir de un átomo neutro, forma un catión.

Mecánica Cuántica

Número Cuántico y Configuración Electrónica: En la mecánica cuántica, el modelo más aceptado fue el de Bohr, donde los electrones del átomo giran en torno a un núcleo a través de órbitas determinadas por los números cuánticos. Por lo anterior, los números cuánticos son valores numéricos que describen e indican las características de los electrones en los átomos. Existen cuatro tipos de números cuánticos tales como:

• Número Cuántico Principal (n): Determina el tamaño de las órbitas y se relaciona con el nivel de energía del electrón. Su valor puede ser cualquier número entero natural.
• Número Cuántico Azimutal o Secundario (l): Determina la forma general de la región donde se mueve el electrón, definiendo la forma de su orbital. Su valor dependerá del número cuántico principal, tomando valores enteros que van desde 0 hasta n-1, para cada valor de “n”.
• Número Cuántico Magnético (ml): Determina la orientación de la nube de electrones en un campo magnético, tomando valores enteros entre -l, 0, +l. Ejemplo: l=0 → ml=0; l=1 → ml=-1, 0, +1; l=2 → ml=-2, -1, 0, 1, 2.
• Número Cuántico o Spin (ms): Indica el sentido de rotación del electrón sobre su eje, siendo independiente de los otros números cuánticos: ms= +1/2 ó ms= -1/2.

Un orbital puede contener un máximo de 2 electrones, los cuales deben poseer spins opuestos.