Átomo: ¿Qué es un Átomo? Definición, Estructura, Historia, Partes, Concepto

Del latín atŏmum, un átomo es la cantidad menor de un elemento químico que tiene existencia propia y que está considerada como indivisible. El átomo está formado por un núcleo con protones y neutrones y por varios electrones orbitales, cuyo número varía según el elemento químico.

El átomo también es denominado como la partícula fundamental, gracias a su característica de no poder ser dividido mediante procesos químicos. A partir de los siglos XVI y XVII, con el desarrollo de la química, la teoría atómica comenzó a avanzar con certezas que, hasta entonces, eran imposibles de obtener.


Los químicos lograron descubrir que cualquier líquido, gas o sólido podía descomponerse en distintos elementos o constituyentes últimos (por ejemplo, cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno: H2O. John Dalton fue quien demostró que los átomos se unían entre sí de acuerdo a ciertas proporciones definidas.

Decíamos al comienzo de esta definición que el núcleo atómico está compuesto por protones y neutrones. Los protones tienen una carga energética positiva, mientras que los neutrones no presentan carga. La diferencia entre los distintos elementos químicos está dada por la cantidad de protones y neutrones de sus átomos. Por otra parte, la cantidad de protones que contiene el núcleo de un átomo recibe el nombre de número atómico.

La tabla periódica de los elementos es una organización que permite distribuir los distintos elementos químicos de acuerdo a ciertas características y criterios. El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, que tiene un único protón. Por eso aparece en el primer lugar de la tabla. El hidrógeno es seguido por el helio, que presenta dos protones y dos neutrones.


¿Qué es un Átomo?

El átomo es la menor fracción en que puede dividirse un elemento simple sin que pierda sus propiedades químicas y pudiendo ser objeto de una reacción química. Está formado por un conjunto de nucleones (protones y neutrones), situados en el núcleo, que concentra la casi totalidad de la masa atómica y a cuyo alrededor gira, en distintos orbitales, un número de electrones igual al de protones.

El concepto de átomo como partícula indivisible se encuentra ya en la Grecia presocrática, en las concepciones de Leucipo y Demócrito acerca del mundo material, quienes anticiparon además los principios de cuantificación y conservación de la materia. En 1803, Dalton emitió su hipótesis atómica: los elementos están formados por átomos, y los compuestos por grupos de éstos (moléculas). Los experimentos de Thomson (1897) con rayos catódicos y la identificación de éstos con los corpúsculos llamados electrones, constituyentes de la electricidad, indicaron la posibilidad de que el átomo fuera divisible en componentes (partículas) más elementales. Los trabajos de Rutherford (1911) bombardeando láminas metálicas con partículas alfa llevaron a distinguir en el átomo un núcleo pequeño (diámetro del orden de 10-12 cm) y pesado y una nube electrónica dispuesta en capas concéntricas que abarcaban un diámetro de 10-8 cm.


El átomo más sencillo, el de hidrógeno, consta de un solo nucleón (protón) y un solo electrón en su corteza; los átomos más complejos tienen en el núcleo tantos nucleones como indica su masa atómica, de los cuales son protones (con carga positiva) en cantidad igual al número atómico (número de orden en la tabla periódica) y neutrones (sin carga) el resto. La carga positiva del núcleo se contrarresta con una igual de sentido contrario correspondiente a los electrones de la corteza atómica.

En 1913, N. Bohr, basándose en los conocimientos que facilitaba la mecánica cuántica, y para explicar de modo adecuado las líneas espectrales, presentó un modelo atómico que establecía y cuantificaba (mediante los números cuánticos) la distribución de los electrones alrededor del núcleo, la forma orbital en que se movían y las condiciones bajo las cuales éstos saltaban de una a otra órbita.

Posteriormente, Sommerfeld completó el mencionado modelo con un tercer número cuántico, con el que precisó que las órbitas electrónicas eran elípticas y no coplanarias.

En 1925, Uhlenbeck y Goudsmit demostraron que los electrones atómicos tienen un movimiento de rotación (spin o espín), que se define con un cuarto número cuántico. El estudio del núcleo atómico ha dado lugar a la física nuclear, y ésta ha puesto de manifiesto la existencia de numerosas partículas subatómicas. Las teorías ondulatorias de E. Schrödinger sobre las partículas elementales hacen considerar los niveles energéticos u orbitales de N. Bohr bajo una nueva perspectiva, en la que el concepto de posición de un partícula se convierte en la probabilidad de presencia de una onda estacionaria.


PRINCIPIOS DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA

ESTRUCTURA Y MASA DEL ÁTOMO

La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecundada en el desarrollo posterior de la Química, pues un fue hasta fines del siglo XIX en que fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de las ideas de Dalton acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la Química los resultados brillantes de la teoría atómica.

Los átomos están constituidos por protones, neutrones y electrones. Los protones están cargados positivamente y se encuentran reunidos con los neutrones (sin carga) en el núcleo. Los electrones, que tienen una carga negativa igual en magnitud a la carga positiva del protón, se mueven en el espacio que rodea al núcleo. Los protones y los neutrones tienen masas semejantes, aproximadamente 1800 veces mayor que la masa de un electrón. Casi toda la masa del átomo reside en el núcleo, pero son los electrones los que toman parte en los enlaces y en las reacciones químicas.


Cada elemento se distingue por el número de protones en su núcleo. Por lo general, el número de neutrones es semejante al número de protones, aunque puede variar. Los átomos que tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones se llaman isótopos. Por ejemplo, la especie más común de átomo de carbono tiene en su núcleo seis protones y seis neutrones. Su número de masa (la suma de protones y neutrones) es 12, y representamos su símbolo 12C. Aproximadamente 1% de los átomos de carbono tienen siete neutrones; el número de masa es 13, y el símbolo es 13C.

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO

Las propiedades químicas de un elemento se determinan por el número de protones en su núcleo y el correspondiente número de electrones alrededor del mismo. Los electrones son los que forman enlaces y determinan la estructura de las moléculas resultantes. Como son pequeños y livianos, muestran propiedades tanto de partículas como de ondas; en muchos aspectos, los electrones en los átomos y las moléculas se comportan mas como ondas que como partículas.

Los electrones que están unidos a los núcleos se encuentran en orbítales. El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que nunca se puede determinar con exactitud dónde se encuentra el electrón; pero aun cuando no se conozca su lugar exacto, podemos hablar de la densidad electrónica, que es la probabilidad de encontrar al electrón en una parte determinada del orbital. Por tanto, un orbital es un estado permitido de energía de un electrón, con una función asociada de probabilidad que define la distribución de la densidad electrónica en el espacio.

COMPONENETES DEL ÁTOMO

Como toda teoría científica útil, la teoría atómica presentaba mas preguntas de las que resolvía. Aun antes de que las ideas de Dalton hubieran sido generalmente aceptadas, filósofos y científicos especulaban si los átomos, diminutos como eran, podrían a su vez ser desintegrados en partículas menores. Casi 100 años hubieron de pasar antes de que se pudiera responder a esto afirmativamente basándose en evidencias experimentales. Tres físicos efectuaron los primeros trabajos en esta área: El inglés J.J. Thomson, Ernest Rutherford, natural de nueva Zelandia y Robert Millekan.

Las primeras evidencias convincentes de las partículas subatómicas provinieron de experimentos que requerían la conducción de la electricidad a través de gases a bajas presiones. Cuando se vacía parcialmente un tubo de rayos catódicos y se le conecta a una fuente de energía de alto voltaje, como una bobina de chispa, fluye corriente eléctrica a través del tubo.

Acompañando a este flujo eléctrico hay rayos de luz de color, que tienen su origen en el electrodo negativo (cátodo), las propiedades de los rayos catódicos, fueron estudiadas extensamente durante las tres últimas décadas del siglo XIX. En particular, se encontró que estos rayos sufrían una desviación, tanto por los campos eléctricos como los magnéticos. Mediante un estudio cuidadoso de la naturaleza de esta desviación, J. J. Tomson demostró en 1897 que los rayos consistían en una corriente desarticulas negativamente cargadas, que él llamó electrones. Thomson prosiguió para medir la proporción entre masa y carga del electrón, encontrando que

m / e = 5,69 x 10-9 g / culombio


El hecho de que esta relación sea más pequeña, en varios órdenes de magnitud, que la de cualquier otra especie cargada, implica que estamos ante una diminuta partícula subatómica.

En 1909 Millikan determinó la carga del electrón, empleando el experimento con gotas de aceite. Al medir el ritmo al que cae una gota de aceite entre las placas, es posible determinar la carga ejercida sobre la gota. Midió el efecto de un campo eléctrico sobre la frecuencia con la que unas gotas de aceite cargadas caían bajo la influencia de la gravedad. Pariendo de estos datos, calculó la carga de las gotas, encontrando que era siempre un múltiplo integral de la carga más pequeña. Suponiendo que la carga mas pequeña sea la del electrón, llegó a determinar un valor de 1,60 x 10-19 culombios. Combinando este número con la razón entre masa y carga ya citada, obtenemos para la masa del electrón:

m = (1,60 x 10-19 culombios) x (5,69 x 10-9 g/ culombios) = 9,11 x 10-28 g

Esto es solo aproximadamente 1/1837 de la masa del átomo más ligero, la del elemento hidrógeno. El electrón es también mucho mas pequeño que el átomo de hidrógeno, con un diámetro de solo 1/10000 del de aquel, o sea aproximadamente 10-12 cm.

La existencia de los electrones ha sido confirmada por muchos experimentos. Los electrones se encuentran entre las partículas emitidas por los átomos que sufren desintegración radiactiva.


NÚCLEO ATÓMICO

En 1911 Ernest Rutherford y sus estudiantes efectuaron una serie de experimentos que influyeron profundamente en nuestras ideas respecto a la naturaleza de los átomos. Empleando una fuente radiactiva, bombardearon un trozo de delgado papelillo de oro, con partículas alfa (átomos de helio despojados de sus electrones). Con una pantalla fluorescente, observaron la forma en que las partículas eran diseminadas por el papelillo. La mayoría lo atravesaban casi sin sufrir desviación.

Algunas pocas, sin embargo, eran reflejadas hacia atrás del papelillo en ángulos agudos. Los números relativos de partículas reflejadas en ángulos diferentes fueron determinados contando sobre pantalla las escintilaciones (centello) causadas por las partículas individuales. Mediante análisis matemático de las fuerzas electrostáticas que intervenían, Rutherford pudo mostrar que esa dispersión era provocada por un centro de carga positiva dentro del átomo del oro, que tenia una masa casi igual a la del átomo, pero un diámetro (aproximadamente 10-12 cm) de solo 1/10000 del átomo. Se repitió este experimento con resultados similares, empleando laminillas de muchos otros elementos. En esta forma estableció Rutherford que un átomo contiene un centro masivo, diminuto y de carga positiva, llamado núcleo atómico.


Desde la época de Rutherford hemos aprendido mucho respecto a las propiedades de los núcleos atómicos, aunque todavía no tenemos un cuadro físico claro de las fuerzas que mantienen unido al núcleo. Para nuestros fines, podemos considerar al núcleo:

  1. El protón, que tiene una masa casi igual a la del átomo de hidrógeno y lleva una carga positiva unitaria, igual en magnitud, pero designo opuesto a la del electrón.

  2. El neutrón, partícula sin carga, con una masa aproximadamente equivalente a la del protón.

Todos los núcleos contienen un número integral de protones, exactamente igual al número de protones del átomo neutro. En el núcleo de cada átomo de hidrógeno hay un protón; el núcleo de de cada átomo de lawrencio contiene 103 protones. El número de protones del núcleo de un átomo es una propiedad fundamental del elemento correspondiente, conocida como su número atómico.

número atómico = número de protones

En esta forma podremos decir que el número atómico del elemento hidrógeno es 1, en tanto que el del elemento lawrencio es 103.

Los átomos del mismo elemento pueden variar en el número de neutrones que se encuentran en su núcleo. El elemento hidrógeno, por ejemplo, encontramos tres clases diferentes de núcleos atómicos que contienen 0, 1 y 2 neutrones respectivamente. Estas tres especies de denominan a menudo isótopos del elemento hidrógeno. Difieren en masa; el isótopo más pesado de hidrógeno (tritio) tiene una masa aproximadamente tres veces mayor que la del isótopo más ligero. Un átomo de deuterio (un protón, un neutrón) tiene aproximadamente doble peso que un átomo ligero de hidrógeno (un protón, cero neutrones).


Como otro ejemplo, diremos que dos bien conocidos isótopos de uranio, el uranio-235, contiene ambos el mismo número de protones, 92, pero difieren en el número de neutrones, 143 en uno y 146 en el otro.

El número de masa de un núcleo se encuentra sumando los números de protones y neutrones.

número de masa = número e protones + número de neutrones

Los tres isótopos de hidrógeno tienen números de masa de 1, 2 y 3, respectivamente, en tanto que los números de masa de los dos isótopos de uranio son:

isótopo ligero”: número de masa = 92 + 143 = 235 (uranio-235)

isótopo pesado”: número de masa = 92 + 146 = 238 (uranio-238)

A menudo indicamos la composición de un núcleo escribiendo el número atómico en la parte inferior izquierda del símbolo del elemento, y el número de masa en la parte izquierda superior.

Historia

La idea básica del átomo como la conocemos hoy en día, surgió en la era moderna como una forma elegante de explicar los nuevos descubrimientos en el campo de la química.

Pero ya en el siglo sexto antes de Cristo, en la antigua India, apareció la referencia al concepto atómico más antigua. Las escuelas conocidas como Nyaya y Vaisheshika, desarrollaron teorías elaboradas sobre cómo los átomos se combinaban para formar objetos complejos. Según ellos primero se unían en pares, y luego en tríos de pares.

El término en sí fue acuñado un tiempo después, alrededor del 450 aC, por el griego Demócrito. Lo llamó incortable, o la partícula más pequeña indivisible, que en griego es átomos (ἄτομος).


Pero el concepto se mantuvo en el campo de la filosofía hasta que en 1661 el filósofo naturalista Robert Boyle, publicó su libro El químico escéptico, en el que argumentaba que la materia estaba compuesta por varias combinaciones de diferentes corpúsculos o átomos, y no por los elementos clásicos de aire, fuego, tierra y agua, como se venía postulando.

Y para 1789 Antoine Lavoisier lo definió como el elemento que no podía dividirse por métodos químicos. Para 1803, el inglés John Dalton utilizó el concepto para explicar por qué los elementos podían relacionarse de diferentes maneras, para explicar la razón de que ciertos gases se disolviesen mejor en agua que otros. Fue la ley de las proporciones múltiples.

Robert Brown pudo observar años después,e n 1827, con un microscopio cómo los átomos se movían erráticamente, lo que se conoce como movimiento browniano. Y ya en 1905 Albert Einstein produjo el primer análisis matemático del este movimiento. Poco tiempo después el francés Jean Perrin usó el trabajo de Einstein para verificar y probar la teoría atómica de Dalton.


En 1897 J. J. Thomson descubrió al electrón, y así también que el átomo no era la unidad más pequeña indivisible.

Lo que siguió después fue una carrera de experimentos con radiactividad, bombardeos íónicos, y el desarrollo de aparatos especiales para estudiar partículas cada vez más pequeñas como los quarks, de los que están compuestos los hadrones (protones y neutrones). Hoy en día se considera que las partículas más pequeñas de las cuales está compuesta la materia son los quarks y los leptones. Al menos esas son las más ínfimas que se han podido identificar.

Lo que vino después fue el descubrimiento de que el átomo podía dividirse, y que al hacerlo liberaba una increíble cantidad de energía. Esto se utilizó para fines prácticos, como la energía atómica.

MODELO ATÓMICO DE DALTON

La idea de átomo fue introducida por los filósofos de la antigua Grecia (en griego a = no, tomos = división) como partícula a la que se llega por sucesivas divisiones de la materia, pero que es en sí misma indivisible.

La hipótesis atómica fue introducida en la ciencia moderna de la mano de John Dalton (1766-1844), estableciendo una conexión firme entre el concepto de átomo y el concepto de elemento químico. Para Dalton las sustancias simples o elementos están formados por átomos iguales entre sí, pero diferentes de un elemento a otro, lo que explicaría que sus propiedades sean también diferentes. Las sustancias compuestas están formadas por átomos compuestos (moléculas) formados por la unión de dos o más átomos simples distintos.


La moderna teoría atómica, al aclarar en qué consiste la estructura interna del átomo, ha precisado el concepto de elemento químico propuesto por Dalton. La noción actual de elemento químico es la de una sustancia compuesta por átomos que poseen un número atómico idéntico y característico de cada elemento. Esta definición, que hace referencia a la estructura del átomo, reemplaza a la operacional de Boyle como sustancia que no puede descomponerse en otras más simples y constituye la etapa final de evolución de un concepto científico.

Sin embargo, los diferentes acontecimientos de la física de finales de siglo vinieron a señalar la existencia de partículas aún más pequeñas que los átomos. En 1885 Henry Becquerel (1852-1908) observó, de un modo fortuito, que unos minerales de uranio emitían radiaciones que eran capaces de impresionar las placas fotográficas y de electrizar el aire convirtiéndolo en conductor. Esta propiedad observada inicialmente para las sales de uranio y de torio recibió el nombre de radiactividad. Este fue uno de los indicios del carácter complejo de los átomos.


MODELO ATÓMICO DE THOMSON

Los experimentos de Crookes sobre descargas eléctricas a altas tensiones en tubos conteniendo gases a una presión reducida habían puesto de manifiesto la existencia de unos rayos que salían del cátodo o polo negativo del tubo y se dirigían al ánodo o polo positivo, como si se tratara de partículas cargadas negativamente. Además, estos rayos catódicos eran desviados por el campo magnético de un imán tal y como había sido observado con anterioridad para las corrientes eléctricas en las experiencias de electromagnetismo.

Para resolver algunas contradicciones surgidas en relación con la naturaleza de los rayos catódicos, J. J. Thomson recibió el encargo de analizar con detalle las características de esta nueva radiación. Estudiando cuidadosamente las desviaciones que experimentaban los rayos catódicos al ser sometidos a campos eléctricos y a campos magnéticos, no sólo demostró claramente que se trataba de chorros de partículas negativas, sino que, además, midió la relación entre su carga y su masa.


Los experimentos y razonamientos de Thomson le permitieron concluir que la masa de cada una de esas partículas eran tan sólo una pequeñísima fracción de la del átomo más sencillo, el del hidrógeno. Así surgió el concepto de electrón como partícula subatómica cargada negativamente y constitutiva de los rayos catódicos, y junto con él la idea de que el átomo es divisible y, por tanto, ha de tener una estructura interna.

El propio Thomson fue el primero en proponer un modelo que describiera cómo estaban constituidos internamente los átomos. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además, los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga. Sin embargo, no fue capaz de explicar el origen de los espectros atómicos y sus características.


MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.

El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que incorporó el hecho de que el átomo estaba formado por dos partes: La corteza, que está constituida por todos los electrones que hay en el átomo, girando a gran distancia alrededor del núcleo, y el núcleo: (es muy pequeño; en él se encuentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo). Este modelo suponía que el átomo, estaba formado por tres partículas: protones y neutrones, estos se encuentran en el núcleo; y electrones (está en la corteza). Aunque hoy se sabe que los protones y los neutrones son partículas compuestas y que las interacciones entre ellos requieren partículas transmisoras de las fuerzas nucleares.


Importancia del modelo y limitaciones

La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez la existencia de un núcleo en el átomo. Término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos. Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la nasa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.

Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:

  • Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales.

  • Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía cayendo sobre el núcleo. 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 − 10s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo. Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidas. No obstante, los resultados de su espxperimento, permitieron calcular que el radio del átomo era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, lo que hace que haya un gran espacio vacío en el interior de los átomos.


MODELO ATÓMICO DE BOHR

En 1911 el joven físico danés Niels Bohr se había desplazado a Inglaterra como investigador visitante, incorporándose finalmente al equipo de Rutherford, en donde tuvo oportunidad de estudiar de cerca el modelo atómico planetario. Sólo unos años más tarde Bohr propondría un nuevo modelo que permitía superar las dificultades del anterior y explicaba, con una excelente precisión, el origen de los espectros atómicos y sus características.

Por aquel entonces los trabajos de Planck y de Einstein, habían introducido en la física la idea de cuantificación. En los fenómenos relacionados con la absorción o la emisión de radiación por la materia la energía variaba de una forma discontinua, como a «saltos» o cuantos. Bohr fue capaz de efectuar la síntesis de ambos esquemas, el modelo planetario de Rutherford y la cuantificación de la energía de Planck-Einstein, construyendo de este modo su teoría del átomo.


Las siguientes ideas fundamentales describen lo esencial de este modelo atómico y se conocen como postulados de Bohr:

1. Las órbitas que describen los electrones en torno al núcleo son estacionarias, es decir, el electrón gira en ellas sin emitir ni absorber energía. A cada órbita le corresponde por tanto una energía definida e igual a la que posee el electrón cuando está en ella.

2. La emisión o la absorción de radiación por un átomo va acompañada de saltos electrónicos de una órbita a otra de diferente energía. La radiación emitida o absorbida tiene una frecuencia tal que verifica la ecuación: E2 - E1 = h donde E2 y E1 representan las energías correspondientes a las órbitas entre las cuales se produce la transición, siendo h la constante de Planck.

Como se pone de manifiesto en los anteriores postulados, Bohr admite la utilidad de la física clásica para explicar algunos aspectos de su modelo y a la vez la rechaza para explicar otros. El problema de la inestabilidad del átomo planteado con anterioridad para el modelo planetario de Rutherford, lo resuelve Bohr imponiendo el carácter estacionario de las órbitas, lo cual equivale a negar, en ese punto, la validez de la física clásica y aceptar la idea de cuantificación.

Órbitas, niveles de energía y espectros

El modelo de Bohr fue desarrollado esencialmente para el átomo más sencillo, el de hidrógeno, que consta de un protón y un solo electrón. Sobre la base de sus postulados es posible determinar el radio de las órbitas permitidas, deducir la expresión de la energía que posee el electrón en ellas y explicar la fórmula de Rydberg de los espectros de líneas.

La energía del electrón varía de una forma discontinua. Cada valor En define un nivel o estado energético del electrón. El nivel E1, correspondiente al primer valor del número cuántico n, recibe el nombre de nivel o estado fundamental y los sucesivos E2, E3... se denominan estados excitados. El nivel fundamental corresponde al estado de mínima energía. A medida que crece n, decrece su valor absoluto En, pero debido a su carácter negativo, su valor real aumenta, de ahí que los estados excitados correspondan a niveles energéticos superiores.


El desarrollo de espectroscopios más potentes reveló que las líneas del espectro del hidrógeno no son sencillas, sino que constan de una serie de componentes muy próximas entre sí. A pesar de sus éxitos iniciales, el modelo de Bohr no pudo explicar esta estructura fina de las rayas espectrales del hidrógeno. Para conseguirlo Sommerfeld y Wilson debieron modificar su teoría admitiendo que las órbitas electrónicas eran elipses cuya excentricidad, podía variar, y con ella la energía del electrón.

A pesar de este ajuste teórico, el modelo de Bohr no fue capaz de explicar satisfactoriamente los espectros de átomos complejos. Los físicos de la época tomaron entonces conciencia de que no podían eliminarse los defectos de este modelo introduciendo retoque tras retoque en la teoría. Era necesario renovar los propios fundamentos e idear una nueva mecánica capaz de describir el átomo y explicar completamente sus manifestaciones. Esa nueva teoría, que permite estudiar los sistemas microscópicos como el átomo y la molécula, se conoce como mecánica cuántica.

Niveles de energía y números cuánticos

La cuantificación de la energía, tal y como se refleja en los espectros atómicos, fue incorporada a la mecánica ondulatoria recurriendo a la noción de ondas estacionarias de De Broglie. La descripción del estado del electrón, definido por las características de su orbital o por la magnitud de su nivel energético correspondiente, resulta depender de cuatro números cuánticos sucesivos:

  • El número cuántico principal se representa por la letra n y da idea de la distancia media que separa el electrón del núcleo. Es el número que en una primera aproximación determina la energía de los posibles estados cuánticos del electrón. Toma valores enteros n = 1, 2, 3 ...

  • El número cuántico secundario se representa por la letra l y está relacionado con la forma geométrica de los orbitales. Desde un punto de vista energético, el número cuántico l describe el estado del electrón en un segundo nivel de refinamiento. Así, cada nivel n se desdobla en otros tantos subniveles l definidos por los valores enteros comprendidos entre 0 y n-1. Este número cuántico permite explicar la llamada estructura fina de los espectros atómicos. En ausencia de campos magnéticos, la energía de un electrón queda determinada por los números cuánticos n y l.

  • El número cuántico magnético se representa por la letra m y da cuenta de las posibles orientaciones espaciales del movimiento orbital del electrón cuando se le somete a la acción de un campo magnético externo. En tales circunstancias el movimiento electrónico es perturbado por la influencia del campo y cada subnivel se desdobla en tantos otros como valores puede tomar m, que son todos los números enteros, incluido el cero, comprendidos entre l y -l; en total son 2l 1 valores.

  • El número cuántico de espín se representa por la letra s y puede tomar dos únicos valores: 1/2 y -1/2. El electrón se comporta como si efectuase un movimiento de giro interno (en inglés spin = giro) con dos posibles sentidos de rotación, a derecha y a izquierda; o más exactamente, el electrón se manifiesta como un minúsculo imán cuya orientación, al aplicar un campo magnético externo, sólo puede ser o paralela (s = 1/2) o antiparalela (s = - 1/2) a la dirección del campo.


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