Podríamos decir que la Era Atómica comenzó
con John Dalton. En 1803 Dalton propuso la
Teoría Atómica. Esta imagen del mundo en
la cual todo está compuesto por átomos ayudó
a explicar lo que había sido observado en
las reacciones químicas. Por ejemplo, diferentes
compuestos combinados siempre formaban compuestos
químicos en cantidades que eran simplemente
cantidades masivas. Dalton postuló que cada
elemento tenía su propio y único tipo de
átomo, con un cierto peso característico.
Los átomos eran partes muy pequeñas y sólidas,
que además eran indivisibles. Ese fue el
modelo de átomo durante casi un siglo.
A partir de la primera concepción de Dalton,
el modelo de átomo ha ido evolucionando con
el tiempo. Cada vez que se reunían nuevas
observaciones experimentales que no podían
ser explicadas con el modelo atómico del
momento, ese modelo debía ser revisado y
perfeccionado. Por ejemplo, el descubrimiento
de las partículas subatómicas determinó
que el modelo de Dalton, que decía que los
átomos eran indivisibles…necesitaba algo
más de trabajo.
En 1897, J.J. Thomson fue el primero en descubrir
una partícula subatómica, el electrón,
luego de sus experimentos con rayos catódicos.
En ese entonces no había certeza sobre si
los rayos catódicos eran ondas o partículas.
Thomson estaba usando magnetos y placas con
carga eléctrica para deflectar rayos catódicos
(y a partir de lo cual estimar su masa). Demostró
así que los rayos catódicos debían estar
compuestos de partículas con cargas negativas
que eran más de mil veces más livianas que
el átomo más pequeño (el del hidrógeno).
Antes de este resultado experimental, se pensaba
que LA partícula más pequeña era el átomo
de hidrógeno. Para plantear sus observaciones,
Thomson propuso el modelo de átomo del “budín
de ciruelas”. Si nunca viste un budín de
ciruelas, tal vez este nombre no te diga mucho.
Entonces imagínate que tienes un sabroso
pastel bien compacto, con pequeñas pasas
puestas por encima; podría ser una rosquilla
de pasas, o un budín con chips de chocolate,
si lo prefieres. La parte del pastel es el
grueso del átomo, y tiene carga positiva,
mientras que las pintitas de chocolate o las
pasas serían los electrones con sus cargas
negativas.
El modelo de Thomson se mantuvo por casi una
década, hasta los experimentos de Ernest
Rutherford. En una experimentación llevada
a cabo en 1909, Rutherford y sus colegas descubrieron
que un rayo de partículas alfa (que es un
tipo de radiación de carga positiva) disparado
hacia un objetivo compuesto por una lámina
muy delgada de oro, casi todas las partículas
pasaban de largo hacia un detector colocado
detrás de la lámina. Pero en ocasiones,
una partícula rebotaba violentamente hacia
atrás, como consecuencia de haber chocado
contra algo con mucha masa.
Como dijo Rutherford: “Fue prácticamente
el hecho más increíble que me ha sucedido
en mi vida. Era tan increíble como si dispararas
con un proyectil de 15 pulgadas contra una
servilleta de papel, y te rebotara y te golpeara.
Al analizarlo, me di cuenta de que que esta
dispersión hacia atrás debía ser el resultado
de una única colisión, y al hacer los cálculos
noté que era imposible encontrarse con algo
de ese orden de magnitud, salvo que se planteara
un sistema en el cual la mayor parte de la
masa del átomo estuviera concentrada en un
núcleo diminuto. Fue entonces cuando concebí
la idea de un átomo con un núcleo diminuto
y de gran masa, conteniendo una carga”.
Los resultados implicaron que un átomo estaba
mayoritariamente compuesto por espacio vacío,
pero con un pequeño núcleo de material con
carga positiva que contenía la mayor parte
de la masa de este átomo. Se trataba del
núcleo. Y otra vez, el modelo de átomo debía
ser actualizado para tomar en cuenta esta
información. No obstante hubo un problema
con el modelo de Rutherford que fue detectado
inmediatamente: si los electrones están fuera
de este espacio vacío alrededor del núcleo
con carga positiva, ¿qué era lo que evitaba
que entraran en atracción electrostática
hacia el núcleo? ¿Por qué razón el átomo
no colapsaba sobre sí mismo, a partir de
esa atracción?
Niels Bohr, quien realizó un trabajo postdoctoral
en el laboratorio de Rutherford, arribó a
una conclusión elegante sobre el problema
del átomo colapsante. En una publicación
en 1913, Bohr sugirió que los electrones
con carga negativa se encuentran en órbitas
concéntricas circulares alrededor de un núcleo
con carga positiva, bastante parecido a la
manera en que los planetas orbitan alrededor
del Sol. A veces nos referimos al modelo de
Bohr como el “modelo planetario”.
De acuerdo con este modelo, los electrones
se encuentran a niveles de energía fijos,
orbitando a distancias fijas desde el núcleo.
El trayecto más cercano al núcleo tiene
el nivel de energía más bajo, así como
por lo general la energía es mayor cuanto
más lejanas están las órbitas del núcleo.
Cuanto más alejado está un electrón de
un núcleo con carga positiva, menor es la
atracción que recibe ese electrón.
En el modelo de Bohr, los electrones tienen
la posibilidad de saltar de un nivel de energía
a otro, pero no se los encuentra entre medio
de esos niveles. Sería más o menos como
cuando en una escalera efectuamos un paso
completo, hacia arriba o hacia abajo, pero
nunca nos encontraremos parados entre medio
de dos peldaños. De la misma manera, un electrón
gana o pierde una determinada cantidad de
energía cada vez que cambia de nivel de energía.
A esto le llamamos un “cuanto” de energía,
y de allí es que tenemos el término “salto
cuántico”.
El modelo de Bohr sirvió para explicar un
montón de conductas químicas observadas,
incluyendo el porqué de que cada elemento
tenga un cierto número de electrones disponibles
para reacciones, que son los que se hallan
en las órbitas más exteriores. Estos “electrones
de valencia“ determinan las propiedades
químicas de un átomo. En efecto, el modelo
de Bohr es elegante, claro y atractivo, pero...
también ha sido suplantado por otro modelo,
el modelo cuántico mecánico. Hablaremos
del modelo cuántico mecánico del átomo
en otro video.
