Breve historia del átomo

La historia del átomo comienza con Demócrito (460-370 a.C.), matemático y filósofo griego natural de Abdera. Para Demócrito todas las cosas están compuestas de elementos muy pequeños llamados átomos. Los átomos son indivisibles y cumplen con todos los atributos del ente de Parménides; tienen distintas formas y de ellas dependen sus propiedades; pueden entrelazarse unos con otros por su superficie rugosa y porque tienen asas y ganchos y también pueden separarse; cuando se engarzan unos con otros dan lugar a las cosas que conocemos.

Aunque esta teoría no tiene ninguna base científica, es cierto que en la cabeza de los filósofos atomistas nació lo que resulta ser un antecedente de lo que ocurriría 23 siglos después, cuando fueron surgiendo las distintas aproximaciones al átomo que conocemos, aunque, ahora sí, intentando dar explicación a lo que mostraban los experimentos. La mayor parte de estos experimentos pertenecían al campo de la espectrografía y respondían al modelo siguiente: A los dos electrodos de un tubo lleno de gas se le aplica una diferencia de potencial hasta conseguir que salten electrones desde el cátodo al ánodo; cuando esta corriente de electrones choca con las moléculas del gas se genera un flujo luminoso; a  través de una lente se hace pasar esta luz por un prisma, que la descompone en sus colores básicos; el resultado se recoge en una pantalla donde se analizan sus longitudes de onda, que están relacionadas con la estructura atómica del gas contenido en el tubo. Este tipo de experimento se realizó muchas veces, con muchas variantes y mejorando en su precisión conforme mejoraban los instrumentos.

Tras los modelos de Dalton y Thomson, el primer modelo que alcanzó gran difusión fue el modelo de Ernest Rutherford, que, por primera vez, describe el átomo como un núcleo masivo de carga positiva a cuyo alrededor orbitan los electrones. Esto nos recuerda al sistema solar y como una primera aproximación para los no profesionales es bastante buena. Científicamente no se sostiene porque los electrones, orbitando libremente, están sometidos a una aceleración centrípeta y en esas condiciones, según la electrodinámica de Maxwell, van perdiendo energía, por lo que tendrían que terminar cayendo sobre el núcleo. Como esto no ocurre en la realidad el modelo no es correcto.

Niels Bohr parte de este modelo y establece los siguientes postulados: Los electrones solo pueden orbitar a unas distancias determinadas; a cada una de estas órbitas le corresponde un nivel energético que aumenta con la distancia al núcleo; un electrón puede saltar de un nivel a otro tomando o cediendo la correspondiente diferencia de energía; cuando un electrón está orbitando en un nivel energético queda suspendida la electrodinámica de Maxwel. Con estos postulados, algunos cálculos y los datos de múltiples experimentos espectrográficos, Bohr dedujo una fórmula para calcular la energía necesaria para arrancar un electrón de su órbita, en la que aparece como denominador un número n elevado al cuadrado que puede tomar los valores 1,2,3,4 etc. Para n=1, órbita más cercana al núcleo, la energía es mínima y por lo tanto la energía necesaria para arrancar el electrón es máxima, y para n igual a infinito esta energía sería cero, por lo que estaríamos hablando de electrones libres. Los niveles de energía que se obtienen para distintos valores de n se corresponden con las longitudes de onda de las rayas del espectrógrafo. Este número n se denomina primer número cuántico.

Cuando mejoraron los instrumentos de medida se detectó que las líneas del espectro eran agrupaciones de líneas más finas, y de esto el modelo de Bohr no daba ninguna explicación. Además, dada la velocidad de los electrones en las órbitas, parecía necesario tener en cuenta consideraciones relativistas, que a esas velocidades tenían que hacerse notar. Con todo este material Arnold Sommerfeld modificó el modelo de Bohr introduciendo la posibilidad de que los electrones pudieran seguir órbitas elípticas con distintos grados de inclinación. Estas órbitas se definían con dos números cuánticos llamados l y m. El número l definía el achatamiento de las elipses y m su inclinación con relación a una elipse horizontal. Al ser las órbitas elípticas se producen cambios en la velocidad, que por la relatividad especial generan cambios de masa, que por la equivalencia entre masa y energía generan cambios en los niveles energéticos, que explican las nuevas líneas finas o subniveles energéticos que aparecían en los espectros. El modelo de Sommerfeld no altera los niveles energéticos de Bohr. Por lo que se puede llamar modelo de Bohr-Sommerfeld al modelo conjunto de ambos, definido por los números cuánticos n, l y m.

El modelo de Rutherford estaba basado en la mecánica clásica; el modelo de Bohr introducía además la mecánica cuántica, porque cuantificaba los niveles de energía y, además, en la fórmula citada de Bohr entraba la constante de Planck; y el modelo de Sommerfeld tenía también en cuenta la teoría de la relatividad. Pero entonces entra en juego la ecuación de onda de Schrödinger, que explica la evolución de los electrones según la física cuántica, y todo esto se modifica como sigue: los electrones no son puntos orbitando, sino que, en estado de superposición, se sitúan en múltiples puntos posibles con distintas probabilidades de que eso suceda. Las zonas que tienen una alta probabilidad de que en ellas se encuentren los electrones se denominan orbitales. Los orbitales pueden ser de cuatro tipos: orbitales de tipo «s», de forma esférica; orbitales de tipo «p», formados por dos esferas achatadas; y orbitales de tipo «d» y «f», con formas más complejas formadas por lóbulos, que son una especie de ochos tridimensionales. En la figura que sigue se pueden ver las formas de algunos orbitales.

Dentro de su átomo, y según las soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger, cada electrón queda definido por cuatro números cuánticos. Los tres primeros n, l y m coinciden con los ya citados y nos indican su nivel de energía y la forma y orientación de su orbital. El cuarto es su spin, que puede tomar los valores de +1/2 y -1/2. Por el principio de exclusión de Pauli, dos electrones del mismo átomo no pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos.

Ernest Rutherford, recibió el premio Nobel de Química en 1908; Niels Bohr recibió el de Física en 1922; Arnold Sommerfeld no recibió ningún premio Nobel, pero tuvo varios alumnos que sí lo recibieron, como Heisenberg y Pauli. Schrödinger lo recibió en 1933.              

Fotografia de cabecera: Pixabay

La fotografía de los orbitales está tomada de un artículo del blog fisicayquimicadominicas.blogspot.com. Este blog ya no existe.