Fundamentos del Átomo: Estructura, Modelos y Propiedades Esenciales

1. Concepto de Átomo

Desde la antigüedad, los filósofos griegos intentaron explicar la naturaleza del universo. En el siglo V a.C., Demócrito propuso que la materia estaba formada por partículas indivisibles llamadas átomos. Un átomo es la partícula más pequeña que mantiene las propiedades de un elemento químico.

2. Estructura del Átomo

Los modelos atómicos explican la estructura interna del átomo para comprender su comportamiento.

2.1. Teoría Atómica de Dalton

En 1808, John Dalton retomó la idea de Demócrito y formuló su teoría:

• La materia está formada por átomos, partículas indivisibles y muy pequeñas.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades.
• Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades.
• Los compuestos químicos son combinaciones de átomos de diferentes elementos.

2.2. Estructura Eléctrica de la Materia

Desde la Antigüedad se conocen los fenómenos de electrización. En el siglo XIX se comprendió que la carga eléctrica puede ser positiva o negativa y que los átomos no son indivisibles, ya que contienen cargas en su interior.

2.3. Modelo de Thomson (Pastel de Pasas)

En 1896, J.J. Thomson realizó experimentos con tubos de descarga de gases y descubrió los electrones, partículas con carga negativa. Propuso un modelo en el que el átomo era una esfera cargada positivamente con electrones incrustados, manteniendo la neutralidad eléctrica.

2.4. Modelo de Rutherford

En 1911, Ernest Rutherford bombardeó una lámina de oro con partículas alfa y observó que la mayoría atravesaban la lámina sin desviarse. Concluyó que el átomo tiene:

• Núcleo: zona central muy pequeña con protones (carga positiva) muy juntos.
• Corteza: zona externa donde giran los electrones (carga negativa) a gran distancia del núcleo.

En 1932 se descubrieron los neutrones, partículas sin carga que se encuentran en el núcleo y contribuyen a su estabilidad.

2.5. Modelo General del Átomo

Actualmente, se considera que los átomos tienen:

• Núcleo: pequeño y denso, contiene protones (+) y neutrones (neutros).
• Corteza: región mucho más grande donde se encuentran los electrones (-), moviéndose alrededor del núcleo.

La mayor parte de la masa del átomo se concentra en el núcleo. Si el número de protones y electrones es igual, el átomo es eléctricamente neutro.

3. Identificación de los Átomos

• Número atómico (Z): Es la cantidad de protones en el núcleo. Define al elemento químico.
• Número másico (A): Es la suma de protones y neutrones en el núcleo (A = Z + N).
• En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones.

4. Formación de Iones

Un átomo se convierte en un ion si gana o pierde electrones, adquiriendo una carga eléctrica neta:

• Catión: Ion con carga positiva. Se forma cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones.
• Anión: Ion con carga negativa. Se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones.

Los iones se representan con el símbolo del elemento y un superíndice que indica su carga neta (ej. Na⁺, Cl⁻).

5. Concepto de Isótopo

Los isótopos son átomos del mismo elemento (igual número atómico Z, es decir, igual número de protones) pero con diferente número másico A (diferente número de neutrones).

6. Masa Atómica

La masa atómica de un átomo es aproximadamente la suma de las masas de sus protones y neutrones (la masa de los electrones es despreciable en comparación). Se mide comúnmente en unidades de masa atómica (uma), definidas tomando como referencia la doceava parte de la masa del isótopo carbono-12 (¹²C). La masa atómica que aparece en la tabla periódica para un elemento es la media ponderada de las masas de sus isótopos naturales, teniendo en cuenta su abundancia relativa.

7. Modelo Atómico de Bohr

En 1913, Niels Bohr propuso un modelo que mejoraba el de Rutherford y resolvía dos problemas importantes de la época:

• Explicó la estabilidad del átomo (por qué los electrones no caían al núcleo).
• Explicó los espectros de emisión de luz discretos observados para los elementos.

Bohr postuló que los electrones solo pueden moverse en ciertas órbitas circulares fijas alrededor del núcleo, cada una asociada a un nivel de energía específico. Un electrón puede saltar de una órbita a otra si absorbe o emite una cantidad exacta de energía, generalmente en forma de luz (fotón).

Aunque superado por modelos posteriores basados en la mecánica cuántica, el modelo de Bohr fue un paso crucial y sentó las bases para el estudio moderno de la estructura atómica.