TEORIA Y MODELO ATÓMICO

Historia: modelos atómicos 

 El concepto atómico de la materia surgió aproximadamente hace 450 años a.c., cuando el filósofo griego LEUCIPO afirmaba que la materia es discontinua porque estaría formada por partículas discretas indivisibles llamadas átomos (en griego “átomo” significa indivisible), que sería el límite de división de la materia.

Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración. Muchos filósofos clásicos griegos consideraban absurda esta teoría atómica y la rechazaban; entre ellos tenemos a Empédocles, contemporáneo de Demócrito, quien sostenía que todos los materiales están compuestos por cuatro “elementos”: tierra, aire, fuego y agua; Aristóteles (300 años a.c.), discípulo de Empédocles, describió los 4 elementos como la combinación de

propiedades fundamentales de la materia: sequedad, humedad, calor y frio.                                     JOHN DALTON (1808) Para Dalton, la partícula más pequeña de una sustancia era el átomo. Si la sustancia era simple, Dalton hablaba de "átomos simples"; por ejemplo de cloro, de hidrógeno, etc. Si la sustancia era compuesta, Dalton hablaba de "átomos compuestos"; por ejemplo de agua. En realidad, los "átomos" de Dalton, son las partículas que nosotros llamamos moléculas. Los siguientes

postulados, son los que constituyen la teoría atómico-molecular clásica: 1) todos los elementos químicos están constituidos por partículas discretas, invisibles e indivisibles incluso en las reacciones químicas más violentas, llamadas átomos 2) los átomos de un mismo elemento son idénticos en todas sus propiedades, especialmente en tamaño y peso (masa) 3) los átomos de elementos diferentes son totalmente diferentes en todas sus propiedades. 4) Durante las reacciones, existe un reordenamiento de átomos, sin que el átomo se divida o destruya. La molécula del compuesto resulta entonces de la superposición de átomos de elementos diferentes. Citemos como ejemplo la formación de moléculas de agua y amoniaco. 5. Los átomos de dos elementos pueden combinarse en más de una relación entera y sencilla para formar más de un compuesto. Ejemplos: Es importante señalar que Dalton nunca

aceptó la idea que la molécula estaría formada por átomos idénticos o de un mismo elemento. Así por ejemplo, era absurdo: H2, O2, N2, P4, etc.; por esta razón, se opuso tercamente a la ley experimental de Gay Lussac, referida a los volúmenes de combinación de las sustancias gaseosas. Esta ley se explica fácilmente aceptando que algunos elementos están formados por moléculas (H2, O2, Cl2, F2, etc.), tal como lo propuso el químico italiano Amadeo Avogadro en la misma época de Dalton, quien no obstante, rechazo esa propuesta. A pesar de ello la teoría de Dalton fue la base del desarrollo de la química moderna, porque todas las investigaciones científicas se hicieron y aun se hacen aceptando que la materia está formada por átomos. LOS SÍMBOLOS DE DALTON Para Dalton, cada elemento está formado una clase de átomos,

distinto en sus propiedades a los átomos de los demás elementos y, justamente, es esta distinción lo que separa un elemento de otro y los hace diferentes. Así, asignó a cada elemento conocido un símbolo distinto, su símbolo químico que con posterioridad ha ido cambiando hasta llegar a los modernos símbolos químicos actuales.                                                                                                                                             El Átomo y los Modelos atómicos MODELO DE THOMSON Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico J. J. Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la

que se encuentran incrustados los electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin. El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los siguientes fenómenos: La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el responsable de su carga negativa o positiva. La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o perdido uno o más electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número de protones es fijo siempre para cada átomo. Si un átomo pierde uno ó más electrones adquieren carga neta positiva (catión) y si gana uno ó más electrones adquiere carga neta negativa (anión). Este modelo del “pudin de pasas” de Thomson era bastante razonable y fue aceptado durante varios años, ya que explicaba varios fenómenos, por ejemplo los rayos catódicos y los canales:                                                                                                                                                                                                                                                                              MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1911) El átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y neutrones. Además presenta una zona externa o corteza donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo. (Realmente, las partículas del núcleo (protones y neutrones) se descubrieron después de que Rutherford estableciera su modelo.                                                                                                                El

experimento de Rutherford sólo informaba de un núcleo pequeño y positivo, no aclaraba nada más). La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones,

que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones de la corteza. El átomo estaba formado por un espacio fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que giran a gran velocidad alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño. Esto indujo a Rutherford a proponer el modelo planetario del átomo, en el que los electrones orbitaban en el espacio alrededor de un gran núcleo compacto, a semejanza de los planetas y el Sol. Error en el Modelo de Rutherford: Según la física clásica (electrodinámica clásica), una partícula electrizada o cargada eléctricamente que se mueve con velocidad variable (con aceleración) emite o pierde energía constantemente en forma de ondas electromagnéticas). Por lo tanto el electrón que es una partícula con carga negativa y viaja con aceleración angular debido a que describe trayectoria circular, debe constantemente perder energía y acercarse poco a poco al núcleo siguiendo una trayectoria en espiral y finalmente caer al núcleo, o sea hasta la autodestrucción o colapsamiento del átomo, lo cual nunca ocurre. Por lo tanto la física clásica no servía para explicar fenómenos atómicos y era necesario una nueva física en base a nuevos principios y leyes para las partículas su microscópicas como átomos, moléculas y partículas subatómicas, que hoy en día se llama mecánica cuántica (relativística y no relativística).                                                                                                                                                                                                                         TEORÍA ATÓMICA DE NIELS BOHR Entre 1911 y 1913 existió gran incertidumbre acerca de la estructura atómica. Se había descartado el modelo de J.J. Thompson porque no pudo explicar la desviación de los rayos alfa; el modelo de Rutherford estaba de acuerdo con los experimentos de desviación de partículas alfa, pero éste, además de ser inestable (porque el electrón perdía energía en forma de radiación electromagnética), no podía explicar la naturaleza de los espectros de emisión y absorción atómica. En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las

consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica de Max Planck. Niels Bohr no desechó totalmente el modelo planetario de Rutherford, sino que incluyo en las restricciones adicionales. Para empezar, consideró no aplicable el concepto de la física clásica de que una carga acelerada emite radiación continuamente. Según la teoría cuántica de Planck, la absorción y emisión de energía tiene lugar en forma de fotones o cuantos. Bohr usó esta misma idea para aplicarla al átomo; es decir, el proceso de emisión o absorción de radiación por un átomo solo puede realizarse en forma discontinua, mediante los fotones o cuantos que se generen por saltos electrónicos de un estado cuantizado de energía a otro. El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus espectros de emisión y absorción.                                                             1. Primer Postulado: Estabilidad del Electrón: Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción coulómbica entre el electrón y el núcleo, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica. Las únicas fuerzas que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza centrífuga.                                                2. Segundo Postulado: Orbitas o niveles permitidos: En lugar de la infinidad de órbitas posibles en la mecánica clásica, para un electrón solo es posible moverse en una órbita para la cual el momento angular L es un múltiplo entero de la constante de Planck h.                                              3. Tercer Postulado: Niveles Estacionarios de Energía: Un electrón que se mueva en una de esas

órbitas permitidas no irradia energía electromagnética, aunque está siendo acelerado constantemente por las fuerzas atractivas al núcleo. Por ello, su energía total E permanece constante.                                                                                          4. Cuarto Postulado: Emisión y Absorción de Energía: Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de energía Ei cambia discontinuamente su movimiento de forma que pasa a otra órbita de energía Ef se emite o absorbe energía electromagnética para compensar el cambio de la energía total. La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef) dividida por la constante de Planck h.                                                                                                                   MODELOS CUÁNTICOS DEL ÁTOMO MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER, MODELO ATÓMICO DE BOHR Y MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD. El modelo planetario del átomo tenía sus defectos. En primer lugar, según la fórmula de Larmor del electromagnetismo clásico, una carga eléctrica en aceleración emite ondas electromagnéticas, y una carga en órbita iría perdiendo energía y describiría una espiral hasta acabar cayendo en el núcleo. Otro fenómeno que el modelo no explicaba era por qué los átomos excitados sólo emiten luz con ciertos espectros discretos. EL MODELO DE BOHR. La teoría cuántica revolucionó la física de comienzos del siglo XX, cuando Max Planck y Albert Einstein postularon que se emite o absorbe una leve cantidad de energía en cantidades fijas llamadas cuantos. En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea a su modelo atómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar alrededor del núcleo en órbitas circulares determinadas, con una energía y un momento angular fijos, y siendo proporcionales las distancias del núcleo a los respectivos niveles de energía. Según este modelo, los átomos no podrían describir espirales hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera continua; en cambio, sólo podrían realizar "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de energía. Cuando esto ocurre, el átomo absorbe o emite luz a una frecuencia proporcional a la diferencia de energía (y de ahí la absorción y emisión de luz en los espectros discretos). Arnold Sommerfeld amplió el átomo de Bohr en 1916 para incluir órbitas elípticas, utilizando una cuantificación de momento generalizado.                                                                                                                                               El modelo de Bohr-Sommerfeld ad hoc era muy difícil de utilizar, pero a cambio hacía increíbles predicciones de acuerdo con ciertas propiedades espectrales. Sin embargo, era incapaz de explicar los átomos multielectrónicos, predecir la tasa de transición o describir las estructuras finas e hiperfinas.                                                                                                                                 EN 1924, LOUIS DE BROGLIE propuso que todos los objetos —particularmente las partículas subatómicas, como los electrones— podían tener propiedades de ondas. Erwin Schrödinger, fascinado por esta idea, investigó si el movimiento de un electrón en un átomo se podría explicar mejor como onda que como partícula. La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926, describe al electrón como una función de onda en lugar de como una partícula, y predijo muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no podía explicar. Aunque este concepto era matemáticamente correcto, era difícil de visualizar, y tuvo sus detractores. Uno de sus críticos, Max Born, dijo que la función de onda de Schrödinger no describía el electrón, pero sí a muchos de sus posibles estados, y de esta forma se podría usar para calcular la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier posición dada alrededor del núcleo.                                                            En 1927, Werner

Heisenberg indicó que, puesto que una función de onda está determinada por el tiempo y la posición, es imposible obtener simultáneamente valores precisos tanto para la posición como para el momento de la partícula para cualquier punto dado en el tiempo. Este principio fue conocido como principio de incertidumbre de Heisenberg.                                                                  Los cinco orbitales atómicos de un átomo de neón, separados y ordenados en orden creciente de energía. En cada orbital caben como máximo dos electrones, que están la mayor parte del tiempo en las zonas delimitadas por las "burbujas".                                                                                                                                          Este nuevo enfoque invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas circulares claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero —dependiendo de su nivel de energía— tiende a estar con más frecuencia en ciertas regiones alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas como orbitales atómicos.                                                                                                                IMPORTANCIA                                                                                                                                                            La importancia de esta teoría no puede ser exagerada. Se ha dicho (por ejemplo el premio Nobel Richard Feynman) que la teoría atómica es la teoría más importante en la historia de la ciencia. Esto se debe a las implicaciones que ha tenido, tanto para la ciencia básica como por las aplicaciones que se han derivado de ella.             Toda la química y bioquímica modernas se basan en la teoría de que la materia está compuesta de átomos de diferentes elementos, que no pueden transmutarse por métodos químicos. Por su parte, la química ha permitido el desarrollo de la industria farmacéutica, petroquímica, de abonos, el desarrollo de nuevos materiales, incluidos los semiconductores, y otros avances.                                                    EL ÁTOMO ES DIVISIBLE                                 A comienzos del siglo XIX se presentaba la siguiente situación:                                                                                                                                   - Dalton había demostrado que la materia estaba  formada por átomos.                                              - Existían experiencias de fenómenos eléctricos que demostraban que la materia podía ganar o perder cargas

eléctricas. Por tanto, esas cargas eléctricas debían de estar de alguna forma en el interior de los átomos. Si esto era cierto, la teoría de Dalton era errónea, ya que decía que los átomos eran indivisibles e inalterables.                                                       Debido a que no podían verse los átomos, se realizaron experimentos con tubos de descarga o tubos de rayos catódicos y así, de esta manera, se observaron algunos hechos que permitieron descubrir las partículas subatómicas del interior del átomo.                                                                                            Los tubos de rayos catódicos eran tubos de vidrio que contenían un gas a muy baja presión y un polo positivo (ánodo) y otro negativo (cátodo) por donde se hacía pasar una corriente eléctrica con un elevado voltaje.                                                                                                                                      TAMAÑO ATÓMICO Distintas experiencias han permitido medir el tamaño de los átomos. Considerado como una esfera, el átomo tiene un radio de unos 10^-10 m y el núcleo tiene un radio de unos 10^-14 m. De aquí se puede deducir que el núcleo es unas 10000 veces más pequeño que el átomo.                                                                                                                                                  Para hacernos una idea: si el átomo fuera del tamaño de un campo de fútbol, el núcleo sería como un guisante colocado en su centro, y los electrones

se encontrarían en las gradas girando alrededor del campo.           El núcleo es 10.000 veces menor que el átomo.                             Entre el núcleo y la corteza, hay espacio vacío, donde no hay  absolutamente nada.                                                           ESTRUCTURA DEL ÁTOMO  En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.                                                                    - El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.                                                                                           Todos los átomos

de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.                                                  DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO                         En 1909, Ernest Rutherford dirigió en su laboratorio de la universidad de Cambridge (Inglaterra) cierto experimento con la ayuda del físico alemán Hans Geiger (inventor del famoso “contador Geiger”, aparato para detectar materiales radioactivos) y el físico inglés recién graduado Ernest Marsden que consistió en: contra una lámina muy delgada de oro (pan de oro) cuyo espesor es de 0,0006 mm. Se lanzó rayos alfa, formado por partículas veloces de gran masa y con carga positiva, que eran núcleos de helio.                                                                                                                            Se observó entonces que la gran mayoría de los rayos alfa atravesaban la lámina sin ninguna desviación. Sólo una cantidad muy pequeña de rayos alfa se desviaban con ángulos de desviación o dispersión variables (θ)                                                                                                                       El hecho de que algunos

rayos alfa incluso rebotaran sorprendió mucho a Rutherford, porque él pensaba que los rayos alfa atravesarían la lámina fina sin mayores desviaciones, según el modelo atómico propuesto por su maestro J.J. Thomson. Al referirse a este hecho en la conferencia hecha por Rutherford ante la Real Academia de Londres en 1911, afirmaba: “… esto era lo más increíble que me había ocurrido en la vida. Tan increíble como si un proyectil de 15 pulgadas disparado contra una hoja de papel de seda, se volviera y golpeara a uno…” Explicación del Fenómeno: Rutherford logró explicar  brillantemente la dispersión de los rayos alfa en base a las siguientes conclusiones.     El átomo tiene una parte central llamado núcleo, diminuto de carga positiva, compacto o macizo y muy denso, debido a que casi la totalidad de la masa atómica se concentra en él.                                                                                                                                            El campo eléctrico generado por el núcleo es muy intenso y causa la desviación de rayos alfa mediante repulsión eléctrica.                                                                                                                     El átomo es casi vacío, ya que los electrones, partículas de masa insignificante, ocupan espacios grandes cuando giran en torno al núcleo.                                                                                                                                                                                                                                                                        LOS RAYOS CANALES Y LA EXISTENCIA DE PROTONES En 1886, el físico alemán Eugene Goldstein observo una fluorescencia o brillo detrás del cátodo en un tubo de rayos catódicos cuando a la placa negativa se le había aplicado previamente canales y orificios; esto solo puede explicarse con la existencia de otras radiaciones a las que Goldstein llamo Rayos Canales, los cuales viajan en sentido contrario a los rayos catódicos y son partículas de carga positiva. Estos rayos positivos o iones positivos se originan cuando los rayos catódicos desplazan electrones de los átomos del gas residual en el tubo.                                                                                                                                                     

  La naturaleza de los rayos canales varía de acuerdo al tipo de gas residual que se encuentre en el tubo, es decir, cada elemento químico gaseoso genera un catión distinto al ionizarse y por ello su relación carga – masa (e/m) es diferente.                                                                                             El físico alemán Wilhelm OEIN (1898), luego de realizar experiencias con los rayos canales generados por el gas hidrogeno, de manera análoga a Thomson, midió la relación carga-masa de los iones positivos y encontró que la carga positiva era igual a la carga del electrón (en magnitud) y su masa igual a 1836 veces al del electrón; dicha partícula se llamo protón (H⁺)     Años más tarde, en 1919, Ernest Rutherford desprendió por primera vez protones del núcleo atómico, mediante transmutación nuclear y demostró que son unidades fundamentales del núcleo atómico de todos los elementos, razón por el cual se considera a Rutherford como el descubridor de protón.                                                                Descubrimiento del neutrón En 1918, Rutherford logró partir el núcleo del átomo al bombardear gas nitrógeno con partículas alfa, y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno. Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno procedían de los núcleos de los mismos átomos de nitrógeno. Más tarde descubrió que la carga positiva de cualquier átomo equivalía siempre a un número entero de núcleos de hidrógeno. Esto, junto con el hecho de que el hidrógeno —el elemento más ligero— tenía una masa atómica de 1, le llevó a afirmar que los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares, constituyentes básicos de todos los núcleos atómicos: se había descubierto el protón. Un experimento posterior de Rutherford mostró que la masa nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los protones que tenía. Por tanto, postuló la existencia de partículas sin carga, hasta entonces desconocidas más tarde llamadas neutrones, de donde provendría este exceso de masa.                                                                                              En 1928, Walther Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutra cuando se le bombardeaba con partículas alfa. En 1932, James Chadwick expuso diversos elementos a esta radiación y dedujo que ésta estaba compuesta por partículas eléctricamente neutras con una masa similar al de un protón. Chadwick llamó a estas partículas "neutrones".                               La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.                                                                  Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.                        Los Rayos Catódicos y el descubrimiento del electrón:  A mediados del siglo XIX, los científicos comenzaron a estudiar las descargas eléctricas a través de tubos parcialmente evacuados (tubos a los que se les había extraído por bombeo casi todo el aire). Un alto voltaje produce radiación dentro del tubo. Esta radiación recibió el nombre de rayos catódicos porque se originaba en el electrodo negativo, o cátodo. Aunque los rayos en sí son invisibles, su movimiento puede

detectarse porque hacen que ciertos materiales, incluido el vidrio, despidan rayos de luz fluorescente.  

En la ausencia de campos magnéticos o eléctricos, los rayos catódicos viajan en línea recta. Sin embargo, los campos magnéticos y eléctricos "doblan" los rayos, es decir, los desvían tal como se

esperaría que lo hicieran partículas con carga negativa. Más aún, una placa metálica expuesta a rayos catódicos adquiere una carga negativa. Estas observaciones de las propiedades de los rayos catódicos sugirieron a los científicos que la radiación consiste en una corriente de partículas con carga negativa, que ahora llamamos electrones.    Además, se descubrió que los rayos catódicos emitidos por cátodos de diferentes materiales eran iguales. Todas estas observaciones dieron pie a la conclusión de que los electrones son un componente fundamental de la materia.                                      RADIACIONESELECTROMAGNÉTICAS (REM)                      ¿Qué diferencia existe entre los rayos catódicos y los rayos canales? Se sabe que los rayos catódicos son flujo de electrones, es decir un flujo de partículas negativas con alta energía cinética, por lo tanto, esta radiación es de naturaleza “corpuscular” Por otro lado en 1895 Wilhem Roentgen descubrió y estudio las propiedades de los rayos X, comprobando que no poseen carga eléctrica ni masa; esto significa que no son flujos de ninguna clase de partículas, por lo que no son corpusculares, son radiaciones energéticas o electromagnéticas. A este tipo de radiación también corresponden la luz visible o blanca, los rayos gamma, las ondas de radio, televisión, etc. Transportan energía en forma de campos eléctricos y magnéticos a través de cualquier cuerpo material o a través del espacio; se les llama también ondas electromagnéticas.                                                                                                                                     ¿Qué es una onda electromagnética?     En primer lugar definimos el concepto de “onda” partiendo de un ejemplo familiar: un joven surfista flotando en el mar. En este caso se observa que las ondas marinas generadas por diferencias en la presión de la superficie del agua afectan el movimiento del joven surfista en forma periódica, tal es así que este sube y baja en forma repetitiva sin desplazarse horizontalmente,                                                                              Entonces, la onda es la propagación de energía generada por una perturbación vibracional que viaja a través de un medio sin desplazarlo.                                                                                         La distancia entre crestas o valles consecutivos de la onda se llama longitud de onda (λ) y el número de movimientos completos (de sube y baja) o ciclos por unidad de tiempo se denomina frecuencia (υ). El producto de ambas es la velocidad (V) con la cual la onda se mueve a través del agua.                                                                                                                                                      En el caso de una onda electromagnética, se origina por una perturbación de un campo magnético o un campo eléctrico; debido a ello, dichos campos oscilan o fluctúan perpendicularmente entre si

y viajan a través del espacio a la misma velocidad que la luz.                                                          Las radiaciones electromagnéticas no sufren desviación ante un campo eléctrico generado por placas con carga eléctrica o ante un campo magnético procedente de los polos de un imán. Esto se debe a que no poseen carga eléctrica. Tampoco poseen masa en reposo.                                                                                ISÓTOPOS                                                                                                         La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.     Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.                                                                                                                                                Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.                                                                                                                                   Descubrimiento de los isótopos En 1913, Thomson canalizó una corriente de iones de neón a

través de campos magnéticos y eléctricos, hasta chocar con una placa fotográfica que había colocado al otro lado. Observó dos zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectorias de desviación diferentes. Thomson concluyó que esto era porque algunos de los iones de neón tenían diferentes masas; así fue como descubrió la existencia de los isótopos.        CORTEZA ATÓMICA: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA  Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se distribuyen sus electrones en la corteza. El siguiente modelo interactivo te permite conocer la estructura electrónica de los elementos de la tabla periódica:                                                                                                                                                             Aunque los conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son bastante complejos, las ideas básicas son las siguientes:                                                                                   1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo.                                                                                                          2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.                                                                                                                             3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p,

5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).                                                             La distribución de orbitales  y  número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resume en la siguiente tabla:

Niveles de energía	1	2	3	4
Subniveles	s	s p	s p d	s p d f
Número de orbitales de cada tipo	1	1 3	1 3 5	1 3 5 7
Denominación de los orbitales	1s	2s 2p	3s 3p 3d	4s 4p 4d 4f
Número máximo de electrones en los orbitales	2	2 - 6	2 - 6 - 10	2- 6- 10- 14
Número máximo de electrones por nivel	2	8	18	32