Tema 2: Estructura atómica

La estructura atómica es el fundamento de toda la química moderna. Estudiaremos cómo está constituida la materia desde sus partículas fundamentales hasta la forma en que los átomos se enlazan entre sí.

El tema abarca seis grandes apartados que nos permitirán comprender cómo son los átomos por dentro y qué determina sus propiedades:

1. La materia y los átomos
2. La estructura atómica
3. Radiación electromagnética
4. Interacción de la luz con la materia
5. Distribuciones electrónicas
6. El enlace químico

💡 Recuerda: Comprender la estructura atómica no solo te ayudará en química, sino que es esencial para explicar todos los fenómenos naturales que te rodean.

Para aprobar este tema, es fundamental memorizar los grupos principales de la tabla periódica y entender cómo se relaciona la estructura del átomo con sus propiedades.

La materia y los átomos

¿Alguna vez te has preguntado si la materia se puede dividir infinitamente? Esta cuestión ha fascinado a los filósofos y científicos durante siglos.

Demócrito $460-370 a.C.$ fue el primero en proponer que la materia es discontinua y que existe un límite en su división. Llamó a estas partículas indivisibles átomos, palabra que en griego significa "sin división". Según él, los átomos tenían propiedades muy específicas: eran eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles y de forma variada.

Sin embargo, esta visión fue olvidada durante siglos, pues se impuso la teoría de Aristóteles $384-322 a.C.$, quien defendía que la materia era continua y podía dividirse indefinidamente. Aristóteles basó su pensamiento en la existencia de cinco elementos fundamentales: agua, tierra, fuego, aire y éter.

🔍 Dato curioso: La palabra "átomo" viene del griego: "a" (sin) + "tomo" (división), reflejando perfectamente la idea original de una partícula que no puede dividirse más.

Tuvieron que pasar más de 2.000 años para que la idea de los átomos resurgiera y se fundamentara científicamente con la teoría atómica de Dalton.

La teoría atómica de Dalton

En 1808, John Dalton (1766-1844) recuperó y desarrolló científicamente la idea de los átomos. Su teoría atómica, que no debe confundirse con los modelos atómicos posteriores, estableció las bases de la química moderna.

Los principios fundamentales de la teoría atómica de Dalton son:

• Los elementos están formados por átomos, que son partículas materiales indivisibles e inalterables
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí en masa y propiedades
• Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades
• Los compuestos se forman por unión de átomos de diferentes elementos en proporciones numéricas sencillas
• En las reacciones químicas, los átomos no se crean ni se destruyen, solo se redistribuyen

Esta teoría permitió explicar las leyes ponderales (como la ley de conservación de la masa) y supuso una revolución en la comprensión de la materia.

Sin embargo, con el descubrimiento de las partículas subatómicas a finales del siglo XIX y principios del XX, quedó claro que el átomo no era indivisible como Dalton pensaba, lo que llevó al desarrollo de modelos atómicos más complejos.

Los modelos atómicos

La ciencia avanza mediante la construcción de modelos que tratan de explicar la realidad. Los modelos atómicos han evolucionado gracias al trabajo de brillantes científicos como Thomson, Rutherford, Bohr y Schrödinger.

El modelo de Thomson (1904)

J.J. Thomson descubrió los electrones mediante experimentos con tubos de rayos catódicos. Como los átomos son eléctricamente neutros, dedujo que debían contener también carga positiva. Propuso el "modelo del pudín de pasas": el átomo sería una masa de carga positiva con electrones incrustados, como pasas en un bizcocho.

El modelo de Rutherford (1911)

Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas). La mayoría atravesaba la lámina, pero sorprendentemente algunas rebotaban. Esto le llevó a proponer el modelo nuclear: el átomo contiene un núcleo pequeño y denso donde se concentra la carga positiva, mientras los electrones giran alrededor como planetas.

💡 Atención: El experimento de Rutherford fue clave para entender que el átomo es mayoritariamente espacio vacío, con la masa concentrada en un núcleo diminuto.

Sin embargo, este modelo no explicaba por qué los electrones en movimiento no perdían energía y caían al núcleo, ni los espectros atómicos característicos que emiten los elementos.

El modelo de Bohr y el descubrimiento del neutrón

El modelo de Bohr (1913)

Niels Bohr resolvió las limitaciones del modelo de Rutherford con ideas revolucionarias:

• Los electrones solo pueden moverse en órbitas específicas con energías determinadas
• En estas órbitas, los electrones no emiten energía aunque estén en movimiento
• Los electrones pueden saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía
• La energía emitida o absorbida corresponde exactamente a la diferencia energética entre las órbitas

Este modelo, a veces llamado "planetario", explicaba perfectamente los espectros atómicos del hidrógeno, pero no era suficiente para átomos más complejos.

El descubrimiento del neutrón

En 1932, James Chadwick bombardeó átomos de berilio con partículas alfa y observó la emisión de partículas neutras con masa ligeramente superior a la del protón. Había descubierto los neutrones, completando así el conocimiento de las partículas fundamentales del átomo.

Las tres partículas subatómicas fundamentales son:

• Protones: carga positiva, masa 1 u
• Neutrones: sin carga, masa 1 u
• Electrones: carga negativa, masa 1/1830 u

Este descubrimiento le valió a Chadwick el Premio Nobel de Física en 1935 y completó nuestra comprensión básica del átomo.

El modelo cuántico de Schrödinger

El modelo de Bohr funcionaba bien para el hidrógeno, pero no explicaba los espectros de átomos más complejos con sus múltiples líneas. Era necesario un enfoque radicalmente nuevo.

En 1926, Erwin Schrödinger desarrolló una ecuación matemática que describía el comportamiento de los electrones mediante la mecánica ondulatoria. En este modelo:

• Los electrones no siguen órbitas definidas sino que se encuentran en regiones de probabilidad llamadas orbitales
• Cada orbital tiene una forma y energía características
• Los orbitales se agrupan en diferentes tipos (s, p, d, f) con formas distintivas:
  • Orbitales s: forma esférica
  • Orbitales p: forma de doble lóbulo
  • Orbitales d y f: formas más complejas

Esta revolución cuántica cambió radicalmente nuestra comprensión del átomo. Ya no podemos hablar de la posición exacta de un electrón, sino solo de la probabilidad de encontrarlo en una región determinada del espacio.

💡 Dato curioso: Schrödinger también propuso el famoso experimento mental del "gato de Schrödinger" para ilustrar las paradojas de la mecánica cuántica.

Este modelo cuántico es el que usamos actualmente y explica no solo los espectros atómicos sino todas las propiedades químicas de los elementos.

Números cuánticos y tabla periódica

Para identificar completamente un átomo y sus electrones utilizamos números y símbolos específicos:

Número atómico (Z): indica el número de protones en el núcleo. Es lo que define un elemento químico.

Número másico (A): es la suma de protones y neutrones en el núcleo $A = Z + N$.

Un elemento se representa así: $^A_Z X$, donde X es el símbolo químico.

Por ejemplo, el sodio se representa: $^{23}_{11}Na$, lo que significa que tiene 11 protones y 12 neutrones (23-11).

Ejercicios de aplicación

Para un átomo o ion, podemos calcular:

• Protones = Z (siempre)
• Electrones = Z - carga (si es positiva) o Z + carga (si es negativa)
• Neutrones = A - Z

💡 Truco para recordar: En un átomo neutro, el número de protones y electrones siempre es igual. En los iones, la diferencia entre protones y electrones nos da la carga.

La tabla periódica organiza los elementos según su número atómico y sus propiedades. Los elementos se agrupan en 7 periodos (filas) y 18 grupos (columnas). Familiarizarte con la tabla periódica es esencial para entender la química.

Isótopos y masa atómica

Los isótopos son átomos del mismo elemento (igual Z) pero con diferente número de neutrones (distinto A). Por ejemplo, el hidrógeno tiene tres isótopos naturales:

• Hidrógeno común $^1_1H$: 1 protón, 0 neutrones
• Deuterio $^2_1H$: 1 protón, 1 neutrón
• Tritio $^3_1H$: 1 protón, 2 neutrones

Los isótopos pueden ser:

• Naturales: existen en la naturaleza
• Artificiales: creados en laboratorio mediante bombardeo de núcleos con partículas

Masa atómica

Debido a la existencia de isótopos, la masa de un elemento no es un número entero, sino un promedio ponderado según la abundancia de cada isótopo.

Para medir masas atómicas se usa la unidad de masa atómica (u), definida como 1/12 de la masa del carbono-12.

La masa atómica de un elemento se calcula con la fórmula:

\text{Masa atómica} = \frac{A_1 \times (%)_1 + A_2 \times (%)_2 + ...}{100}

donde $A_1, A_2, ...$ son las masas de cada isótopo y $($ sus porcentajes de abundancia.

💡 Ejemplo: El neón tiene tres isótopos: Ne-20 (90,48%), Ne-21 (0,27%) y Ne-22 (9,25%). Su masa atómica es 20,19 u.

Para determinar con precisión estas masas y abundancias se utiliza el espectrómetro de masas.

Radiación electromagnética

La radiación electromagnética es una forma de energía que se propaga mediante ondas que no necesitan un medio material. A diferencia de las ondas mecánicas (como el sonido), las ondas electromagnéticas pueden viajar en el vacío.

Esta radiación se describe mediante tres parámetros fundamentales relacionados entre sí:

• Longitud de onda (λ): distancia entre dos puntos consecutivos de la onda que se encuentran en el mismo estado de vibración.
• Frecuencia (ν): número de oscilaciones por segundo.
• Velocidad (c): en el vacío es constante $300.000 km/s$.

Estos tres parámetros están relacionados mediante la ecuación: $c = λ × ν$

El espectro electromagnético abarca desde las ondas de radio (mayor longitud de onda) hasta los rayos gamma (menor longitud de onda), pasando por microondas, infrarrojos, luz visible, ultravioleta y rayos X.

💡 Dato importante: La luz visible es solo una pequeña parte del espectro electromagnético, con longitudes de onda entre 400 nm (violeta) y 700 nm (rojo).

En 1900, Max Planck revolucionó la física al proponer que la energía no se emite de forma continua sino en pequeños paquetes llamados cuantos. La energía de un cuanto o fotón viene dada por: $E = h × ν$ donde h es la constante de Planck $6,63 × 10^-34 J·s$.

Interacción de la luz con la materia: espectros atómicos

Cuando los átomos interactúan con la radiación electromagnética, producen patrones característicos de absorción o emisión de luz que son como sus "huellas dactilares".

Espectros de emisión

Si calentamos un gas o le aplicamos una descarga eléctrica, sus átomos emiten luz. Al pasar esta luz por un prisma, se descompone mostrando líneas de colores específicos (no un espectro continuo como la luz blanca). Cada elemento químico produce un conjunto único de líneas espectrales.

Espectros de absorción

Si pasamos luz blanca a través de un gas y luego la descomponemos con un prisma, veremos líneas oscuras en las mismas posiciones donde aparecerían líneas brillantes en su espectro de emisión. Estas líneas oscuras corresponden a las frecuencias que el gas ha absorbido.

La explicación de estos espectros fue uno de los grandes éxitos del modelo de Bohr. Cuando un electrón salta de un nivel energético superior a otro inferior, emite un fotón con una energía específica (espectro de emisión). Al contrario, cuando absorbe un fotón, salta a un nivel superior (espectro de absorción).

💡 Aplicación práctica: Los astrónomos utilizan los espectros de absorción para identificar los elementos presentes en estrellas lejanas.

La ecuación de Rydberg describe matemáticamente las líneas espectrales del hidrógeno: $\frac{1}{\lambda} = R \left(\frac{1}{n_1^2} - \frac{1}{n_2^2}\right)$ donde R es la constante de Rydberg $1,097×10^7 m^-1$.