Modelos atómicos y tabla periódica

Ideas clave

• Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento. No se ve con un microscopio común; desde los años 80 hay microscopios especiales que captan átomos uno a uno, nunca su interior. Lo que sabemos de él es un modelo: una idea que explica los experimentos y se corrige cuando uno la contradice. El primero fue el de John Dalton (1805 a 1808), basado en las proporciones en que se combinan las sustancias: la materia está hecha de átomos; los de un elemento son iguales y distintos de los de otro; no se crean, destruyen ni dividen; en una reacción solo se reordenan. Su átomo es una bolita maciza.
• En 1897 Joseph John Thomson, físico inglés, estudió los rayos catódicos (un haz que cruza un tubo de vidrio casi sin aire cuando se aplica alto voltaje) y mostró que estaban hechos de partículas con carga negativa, más de mil veces más livianas que el átomo más liviano, el hidrógeno: los electrones. Entonces el átomo sí se dividía. En 1904 propuso su modelo: una esfera de carga positiva con los electrones repartidos adentro, como las pasas en un budín (ese nombre se lo pusieron otros). Su debilidad: no explicaba los colores de luz que emite cada elemento, y pronto un experimento lo contradijo.
• Entre 1908 y 1913 Hans Geiger y Ernest Marsden, dirigidos por Ernest Rutherford, lanzaron partículas alfa (partículas positivas que emite un material radiactivo) contra una lámina de oro muy delgada, frente a una pantalla que destella con cada impacto. Casi todas la atravesaban derecho, pero unas pocas se desviaban mucho o rebotaban: con el budín de Thomson era imposible. En 1911 Rutherford concluyó que la carga positiva y casi toda la masa están en un núcleo diminuto (al menos 10 000 veces más chico que el átomo), con los electrones alrededor y el resto vacío. Hacia 1920 identificó el protón.
• El modelo planetario tenía un problema: según la física conocida entonces, una carga que gira pierde energía en forma de luz, así que el electrón debía caer al núcleo en un instante. En 1913 Niels Bohr propuso que los electrones solo pueden estar en ciertas órbitas, cada una con una energía fija, y que al saltar de una órbita a otra absorben o emiten luz de una energía exacta. Eso explicó los colores de luz del hidrógeno, pero falla con átomos de más de un electrón. En 1932 James Chadwick descubrió el neutrón, la partícula sin carga del núcleo. Los modelos siguieron cambiando después de Bohr.
• Dos números identifican a un átomo. El número atómico (Z) es la cantidad de protones y dice qué elemento es: todo átomo con 6 protones es carbono, con 8 es oxígeno. En un átomo neutro, los electrones son tantos como los protones. El número másico (A) es la suma de protones y neutrones, así que neutrones = A menos Z. Se escribe el símbolo con A arriba y Z abajo, o como carbono-12: Z = 6, A = 12, 6 neutrones. Átomos del mismo elemento pueden tener distinto A, porque difieren en neutrones: se llaman isótopos (cloro-35 y cloro-37 son los dos cloro, con 18 y 20 neutrones).
• Hubo varios intentos de ordenar los elementos. En 1829 Johann Döbereiner notó tríadas, tríos con propiedades parecidas (como litio, sodio y potasio) donde la masa del medio era casi el promedio de las otras. En 1865 John Newlands vio que, ordenados por masa, las propiedades se repetían cada ocho («octavas»); se burlaron de él. En 1869 Dmitri Mendeleev ordenó los 63 elementos conocidos por masa atómica, dejó casilleros vacíos para los que faltaban: el galio (1875), el escandio (1879) y el germanio (1886) le dieron la razón. En 1913 Henry Moseley mostró que el orden real es por número atómico.
• La tabla actual tiene 118 elementos ordenados por Z creciente, en 7 filas (períodos) y 18 columnas (grupos). Un grupo reúne elementos de propiedades parecidas: el grupo 1 son los metales alcalinos (y el hidrógeno, que no es metal), el 17 los halógenos y el 18 los gases nobles. Los metales ocupan la izquierda y el centro: brillan, conducen el calor y la electricidad, se aplanan a golpes (maleables) y se estiran en hilos (dúctiles). Los no metales, a la derecha, conducen mal, son quebradizos si son sólidos y muchos son gases; entre ambos hay una escalera de metaloides (intermedios).
• Tendencias: el radio atómico (tamaño del átomo) crece hacia abajo en un grupo, porque se agregan capas de electrones (niveles alrededor del núcleo), y disminuye hacia la derecha en un período, porque el núcleo tiene más protones y atrae más fuerte. La energía de ionización (la necesaria para sacarle un electrón) crece hacia la derecha y hacia arriba; por eso los metales sueltan electrones con facilidad. Enlaces: un metal y un no metal forman, por lo general, enlace iónico (el metal cede electrones). Dos no metales comparten electrones: enlace covalente (polar o apolar).

Reglas y fórmulas

Ejemplos resueltos