¿Qué es un átomo? Estructura, ejemplos y modelos atómicos

¿De qué está formado un átomo?

De tres tipos de partículas. Dos ocupan el núcleo y una se mueve a su alrededor.

El dato más llamativo de la tabla es la masa del electrón: un protón pesa aproximadamente 1.836 veces más. Por eso, en la práctica, la masa de un átomo se calcula solo con el núcleo: los electrones aportan menos de una milésima parte.

El equilibrio de cargas es igual de sencillo. En un átomo neutro el número de protones coincide con el de electrones, las cargas se anulan y el átomo parece neutro desde fuera. Si gana o pierde electrones, ese equilibrio se rompe y el átomo pasa a ser un ion.

El núcleo

Lo descubrió en 1911 el físico neozelandés Ernest Rutherford. Allí se concentra casi toda la masa del átomo, aunque su volumen es diminuto: el diámetro de un núcleo va de unos 1,7 femtómetros (hidrógeno) a 15 femtómetros (uranio), entre diez mil y cien mil veces menos que el átomo entero.

La imagen clásica ayuda a verlo: si un átomo tuviera el tamaño de un estadio de fútbol, el núcleo sería un garbanzo en el círculo central. Todo lo demás es espacio vacío recorrido por electrones. Cualquier objeto sólido que toque está, en volumen, casi completamente vacío; si la mano no atraviesa la mesa es porque las nubes electrónicas se repelen, no porque la materia esté «llena».

¿Y por qué no se desmonta el núcleo, si los protones se repelen entre sí? Por la fuerza nuclear fuerte, que a distancias mínimas supera con claridad a la repulsión eléctrica, pero cuyo alcance termina más o menos en el tamaño del núcleo. Cuanto mayor es el núcleo, más terreno gana la repulsión: por eso los elementos pesados tienden a ser inestables y radiactivos.

Los protones

Los protones son las partículas positivas del núcleo y llevan la identidad del átomo. Su número es el número atómico (Z) y nunca cambia: todo átomo con 6 protones es carbono y todo átomo con 79 protones es oro. Añada un protón y ya tiene otro elemento.

La tabla periódica se construye exactamente sobre esto: los elementos se ordenan por número creciente de protones. El físico inglés Henry Moseley lo demostró en 1913 con mediciones de rayos X, y desde entonces el orden dejó de basarse en la masa atómica para basarse en el número atómico.

Los neutrones

Los neutrones son las partículas sin carga del núcleo. Rutherford predijo su existencia en 1920 y su discípulo James Chadwick la confirmó en 1932 bombardeando berilio con partículas alfa.

No cambian el elemento, pero sí su masa y su estabilidad. Las versiones de un mismo elemento con distinto número de neutrones se llaman isótopos. Cuando la proporción entre neutrones y protones se sale de una banda estrecha, el núcleo se vuelve inestable y empieza a desintegrarse. Hay una excepción famosa a la regla de que los núcleos contienen neutrones: el hidrógeno común, cuyo núcleo es un único protón.

Los electrones

Los electrones tienen carga negativa y son extremadamente ligeros. J. J. Thomson los descubrió en 1897 con tubos de rayos catódicos, la primera prueba de que el átomo podía romperse.

Su disposición no se parece al pequeño sistema solar de los libros antiguos. Según la mecánica cuántica no se pueden conocer a la vez y con exactitud la posición y el momento de un electrón; lo que se conoce es la probabilidad de encontrarlo en una región. Esos mapas de probabilidad se llaman orbitales y en conjunto forman la nube electrónica. La disposición de los electrones más externos decide toda la química del átomo: con qué se une y si el material conduce o aísla.

Número atómico, número másico y número de neutrones

Tres números identifican por completo a un átomo:

• Número atómico (Z) = número de protones. Determina el elemento.
• Número másico (A) = protones + neutrones, es decir, todos los nucleones.
• Número de neutrones (N) = A − Z.

Se escribe ^AX_Z o, en el uso corriente, «carbono-14». El 14 es el número másico; como el carbono tiene número atómico 6, sus neutrones son 14 − 6 = 8.

Ejemplo resuelto. Para el sodio-23, Z = 11 y A = 23, así que N = 23 − 11 = 12. Si el átomo es neutro, tiene además 11 electrones. Si pierde uno y se convierte en Na⁺, sigue con 11 protones, baja a 10 electrones y el número másico no cambia: un electrón es demasiado ligero para afectarlo.

¿Cómo se distribuyen los electrones?

Los electrones no se colocan al azar: llenan niveles de energía (capas) en orden. El máximo de cada capa sigue la regla 2n²:

• Capa 1: 2 electrones
• Capa 2: 8 electrones
• Capa 3: 18 electrones
• Capa 4: 32 electrones

Los electrones de la capa más externa son los electrones de valencia, y casi toda la química trata de ellos. Los átomos se comportan de la forma que complete esa capa externa hasta ocho electrones (dos en el caso de la primera capa): es la regla del octeto.

El sodio tiene un solo electrón externo y le conviene cederlo. El cloro tiene siete y le conviene captar uno. Cuando se encuentran, el sodio entrega su electrón al cloro y aparece la sal de mesa. Los gases nobles como el neón ya tienen la capa externa completa, y por eso no reaccionan con nada.

Ejemplos de átomos

Los ejemplos que más se buscan, con su isótopo más común:

El átomo más simple y abundante del universo es el hidrógeno: un protón, un electrón, ningún neutrón. En masa, el universo es aproximadamente un 74 % hidrógeno y un 24 % helio; todos los demás elementos se reparten el 2 % restante. El helio es el segundo más abundante del cosmos pero escaso en la Tierra, porque es tan ligero que escapa de la atmósfera.

Para hacerse una idea de la escala

Un vaso de agua contiene del orden de 10²⁵ átomos. Un cuerpo humano adulto está formado por unos 7 × 10²⁷. En el punto que deja la mina de un lápiz hay miles de millones de átomos de carbono. Para manejar cifras así, la química usa el mol: 1 mol = 6,022 × 10²³ partículas, el número de Avogadro.

Átomo, molécula, elemento y compuesto

Separar estas cuatro palabras resuelve la mitad de lo que se busca al preguntar por «ejemplos de átomos»:

• Átomo: una sola partícula. Ejemplo: un átomo de oxígeno (O).
• Molécula: dos o más átomos unidos. Ejemplo: el oxígeno que respiramos es en realidad O₂.
• Elemento: sustancia pura formada por un solo tipo de átomo. Ejemplo: oro, cobre, hierro.
• Compuesto: elementos distintos combinados en proporciones fijas. Ejemplo: agua (H₂O), sal (NaCl).

Así que el agua no es un átomo: es una molécula formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. El aire tampoco lo es: es una mezcla de moléculas de nitrógeno y oxígeno.

Tipos de átomos: isótopos, isótonos, isóbaros e iones

Cuando se habla de «tipos de átomos» suelen referirse a estas cuatro clasificaciones, todas definidas por los mismos tres números (Z, N, A):

• Isótopos
  Mismos protones, distintos neutrones. Mismo elemento, química prácticamente idéntica, masa diferente. Ejemplo: carbono-12, carbono-13 y carbono-14.
• Isótonos
  Mismos neutrones, distintos protones. Elementos diferentes. Ejemplo: carbono-13 y nitrógeno-14, ambos con 7 neutrones.
• Isóbaros
  Mismo número másico, distintos protones. También elementos diferentes. Ejemplo: argón-40 y calcio-40.
• Iones
  El número de electrones ya no coincide con el de protones. El átomo que cede electrones queda positivo (catión, Na⁺); el que los capta queda negativo (anión, Cl⁻).

Los isótopos hacen mucho más trabajo cotidiano del que su fama sugiere. El carbono-14 tiene una vida media de 5.730 años y es la base de la datación por radiocarbono. La imagen médica se apoya en trazadores radiactivos. Y las centrales nucleares necesitan uranio-235, que solo representa el 0,7 % del uranio natural: elevar esa proporción es lo que se llama enriquecimiento.

Átomos inestables y radiactividad

No todos los núcleos duran para siempre. Cuando la proporción neutrones/protones queda fuera de la banda estable, el núcleo acaba emitiendo una partícula o energía y se transforma en otro. Eso es la desintegración radiactiva, y tiene tres formas principales: alfa (expulsa un núcleo de helio), beta (un neutrón se convierte en protón y emite un electrón) y gamma (radiación de energía pura).

La velocidad se mide con la vida media: el tiempo que tarda en desintegrarse la mitad de los átomos de una muestra. La escala es enorme: 5.730 años para el carbono-14, 4.470 millones de años para el uranio-238 y millonésimas de segundo para algunos elementos artificiales.

Partir un núcleo pesado es fisión; unir núcleos ligeros es fusión. Las centrales nucleares funcionan por fisión; el Sol calienta el sistema solar fusionando cada segundo cientos de millones de toneladas de hidrógeno en helio. En ambos casos la energía procede de lo mismo: los productos pesan algo menos que los reactivos y esa masa que falta aparece como energía según E = mc².

Cómo se unen los átomos

Nada de lo que nos rodea está hecho de átomos sueltos. Hay tres formas básicas de unión.

• Enlace iónico: un electrón pasa de un átomo a otro y los iones de carga opuesta se atraen. La sal común es el ejemplo típico, de ahí su alto punto de fusión y que conduzca la electricidad disuelta en agua.
• Enlace covalente: los átomos comparten electrones. Así se construyen el agua, el dióxido de carbono y todas las moléculas orgánicas.
• Enlace metálico: los átomos de metal ceden sus electrones de valencia a un «mar» común. De ahí que los metales conduzcan, se puedan golpear sin romperse y brillen.

Modelos atómicos: cómo llegó la idea hasta hoy

El átomo no lo descubrió una sola persona: es una cadena de correcciones que abarca dos mil años.

• h. 440 a. C. · Demócrito
  Sostuvo que dividir una y otra vez debe terminar en algo indivisible, y lo llamó atomos. Razonamiento puro, sin experimento. Se impuso la visión aristotélica de los cuatro elementos y la idea quedó aparcada unos 2.000 años.
• 1803 · John Dalton
  La primera teoría atómica científica, basada en medidas químicas: cada elemento tiene átomos de masa característica y los compuestos se forman en proporciones fijas. Su fallo: imaginó el átomo como una bola maciza e indivisible.
• 1897 · J. J. Thomson
  Descubrió el electrón en un tubo de rayos catódicos, con lo que quedó claro que el átomo tiene partes. En 1904 propuso el modelo del «pudin de pasas»: electrones incrustados en una masa positiva. Su fallo: no había núcleo.
• 1909-1911 · Ernest Rutherford
  En el experimento de la lámina de oro, una fracción minúscula de partículas alfa rebotó hacia atrás: prueba de un núcleo denso y positivo, y de que el átomo está casi vacío. Su fallo: según la física clásica, un electrón en órbita debería radiar energía y caer al núcleo.
• 1913 · Niels Bohr
  Propuso que los electrones solo pueden ocupar ciertos niveles de energía y que absorben o emiten energía al saltar entre ellos. Explicó por primera vez el espectro de líneas del hidrógeno. Su fallo: no funcionaba con átomos más complejos.
• 1926 · Erwin Schrödinger
  Su ecuación de ondas dio el modelo cuántico o de nube electrónica: el electrón no tiene órbita definida, sino una distribución de probabilidad. Junto al principio de incertidumbre de Heisenberg (1927), es el modelo que seguimos usando.
• 1932 · James Chadwick
  Detectó el neutrón experimentalmente y con ello encajaron tanto la masa que faltaba en el núcleo como la existencia de isótopos.
• 1964-1969 · Modelo de quarks
  Murray Gell-Mann y George Zweig predijeron los quarks; los experimentos de dispersión del SLAC confirmaron estructuras puntuales dentro del protón. Un protón son dos quarks arriba y uno abajo; un neutrón, uno arriba y dos abajo.

¿Se puede ver un átomo?

La luz visible tiene longitudes de onda de 400 a 700 nanómetros, miles de veces mayores que un átomo, así que verlo con un microscopio óptico es físicamente imposible. Hay otros caminos:

• 1955 — el microscopio iónico de campo de Erwin Müller produjo las primeras imágenes de átomos individuales.
• 1981 — Gerd Binnig y Heinrich Rohrer desarrollaron el microscopio de efecto túnel (STM), capaz de cartografiar átomos de una superficie uno a uno. Les valió el Nobel de Física de 1986.
• 1989 — investigadores de IBM movieron 35 átomos de xenón para escribir el logotipo de la empresa, demostrando que los átomos no solo se pueden ver, sino también desplazar.

Ninguna de esas imágenes es una fotografía en el sentido habitual: son mapas de la corriente o la fuerza entre una superficie y una punta finísima.

De dónde salieron los átomos

Los primeros átomos se formaron unos 380.000 años después del Big Bang. Hasta entonces el universo estaba demasiado caliente para que los núcleos retuvieran electrones; cuando se enfrió lo suficiente, los capturaron y aparecieron los primeros átomos neutros, casi todos de hidrógeno y helio.

Los elementos más pesados se fabricaron dentro de las estrellas, que fusionan hidrógeno en helio y después, paso a paso, hasta carbono, oxígeno y hierro. La mayor parte de lo más pesado que el hierro se forjó en explosiones de supernova y en choques de estrellas de neutrones, y se dispersó por el espacio. El calcio de sus huesos, el hierro de su sangre y el oro de su anillo vienen de estrellas que murieron hace miles de millones de años.

Cuatro ideas equivocadas

1. «El átomo no se puede dividir.» Lo dice su nombre, pero no es cierto: desde 1897 sabemos que se puede romper. Lo correcto es que no se divide por medios químicos.
2. «Los electrones giran alrededor del núcleo como planetas.» Ese es el modelo de Bohr de 1913, superado hace mucho. El electrón no tiene órbita, sino probabilidad de estar en un sitio.
3. «El átomo es lo más pequeño del universo.» Protones y neutrones están hechos de quarks; hasta donde sabemos, quarks y electrones sí son partículas fundamentales.
4. «Los sólidos están llenos por dentro.» En volumen están casi vacíos. La solidez viene de la repulsión entre nubes electrónicas.

Preguntas frecuentes

¿Qué es un átomo, explicado de forma sencilla? Es la unidad más pequeña que conserva las propiedades químicas de un elemento: un núcleo de protones y neutrones rodeado de electrones.

¿De qué está formado un átomo? De tres partículas: protones con carga positiva, neutrones sin carga y electrones con carga negativa. Protones y neutrones forman el núcleo; los electrones ocupan la nube que lo rodea.

¿Quién descubrió el átomo? Demócrito planteó la idea hacia el 440 a. C. y John Dalton la convirtió en teoría científica en 1803. La estructura interna llegó después con Thomson (1897), Rutherford (1911) y Chadwick (1932).

¿Qué tipos de átomos hay? Con los mismos protones y distintos neutrones son isótopos; con los mismos neutrones, isótonos; con el mismo número másico, isóbaros. Si el número de electrones no coincide con el de protones, se trata de un ion.

¿Qué indica el número atómico? El número de protones del núcleo, que es la identidad del elemento. En un átomo neutro coincide además con el número de electrones.

¿Cómo se calcula el número másico? Sumando protones y neutrones. A la inversa, los neutrones se obtienen restando el número atómico al número másico.

¿Cuál es el átomo más pequeño? El hidrógeno. Su núcleo es un único protón y su isótopo más común no tiene ningún neutrón.

¿El átomo está vacío por dentro? En volumen, sí. Más del 99,9 % de la masa está en un núcleo que ocupa una fracción minúscula del volumen del átomo.

¿El agua es un átomo? No. El agua es una molécula formada por dos átomos de hidrógeno unidos a uno de oxígeno mediante enlaces covalentes.

¿Se puede ver un átomo con el microscopio? Con uno óptico no, porque la longitud de onda de la luz es miles de veces mayor. Con un microscopio de efecto túnel sí se puede cartografiar dónde están los átomos.

¿Cuántos elementos hay? La tabla periódica define 118; 94 aparecen en la naturaleza y el resto solo se ha obtenido en el laboratorio.

¿Por qué casi toda la masa está en el núcleo? Porque protones y neutrones pesan unas 1.836 veces más que un electrón: todos los electrones juntos no llegan ni a una milésima de la masa del átomo.

Fuentes

1. Britannica — Átomo: estructura, historia y propiedades
2. Jefferson Lab — Comparación de masas de las partículas subatómicas
3. Laboratorio Nacional de Los Álamos — Tabla periódica y configuración electrónica
4. Chemistry LibreTexts — Teoría atómica y estructura del átomo
5. CERN — El Modelo Estándar y las partículas elementales
6. Nobel Prize — Premio Nobel de Física 1986: el microscopio de efecto túnel