John Dalton (1766-1844) publicó su teoría atómica en el año 1808, bajo los principios ideológicos de los filósofos de la antigüedad Leucipo de Mileto (450-370 a. C.) y Demócrito de Abdera (460- 370 a. C.), considerados como los precursores sobre la idea del átomo. Esta teoría la fortalece con los fundamentos científicos teóricos y experimentales de Dalton en laboratorio, basándola en los siguientes enunciados:

  1.    La materia está formada por partículas minúsculas e indivisibles llamadas átomos.

  2.    Los átomos de un elemento químico son todos iguales entre sí y diferentes a los átomos de los demás elementos.

  3.    Los compuestos químicos se forman mediante la unión de átomos de dos o más elementos en proporciones constantes y sencillas.

 4.    Los átomos se intercambian en las reacciones químicas sin que ninguno de ellos desaparezca ni se transforme.

Dalton afirmó que cada elemento químico está formado por una clase específica de átomos, distinta a las propiedades de los átomos de los demás elementos; esta distinción separa un elemento de otro haciéndolos diferentes. La nomenclatura simbólica de los elementos químicos la estableció con signos distintos entre sí, que a la postre de la evolución en el conocimiento científico se han ido modificando hasta llegar a los símbolos químicos modernos y actuales.

La teoría atómica de Dalton es muy semejante a la idea sobre los átomos imaginados por los filósofos griegos, sin embargo, difieren en su estructura, forma y tamaño. La hipótesis atómica de los antiguos griegos era una doctrina solamente filosófica, y no fue hasta la propuesta de Dalton que se construye una verdadera teoría científica, mediante la cual podían explicarse y coordinarse cuantitativa, cualitativa, ponderal y volumétricamente los fenómenos observados y las leyes de sus combinaciones.

De esta manera, teoría atómica daltoniana instituyó inicialmente una hipótesis de trabajo científico que abonó al desarrollo posterior de la Química General, y que en la posteridad fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas indiscutibles sobre la existencia y estructura real de los átomos como objetos complejos formados por partículas.

Joseph John Thomson (1856-1940) ganó el premio Nobel de Física en el año 1906 por descubrir la partícula atómica llamada electrón y los isótopos, inventó el espectrómetro de masas, fue miembro distinguido de la Royal Society en el campo de la física y nombrado Caballero en 1908, además ingresó a la Orden del Mérito en 1912.

Su contribución científica ayudó a la sencilla comprensión de la estructura del átomo (1857) y determinó que la materia en general se componía de dos partes básicas: una positiva (protón) y otra negativa (electrón), criterio que le sirvió de base para explicar la formación de iones positivos y negativos, aunque dejó sin explicación el porqué de la existencia de radiaciones electromagnéticas (rayos X) y otros fenómenos relacionados con la luminosidad electroestática.

Sus experimentos los realizó utilizando tubos catódicos, donde mediante una emisión lumínica logró separar los electrones del átomo, determinando la relación que existe entre la carga eléctrica y la masa (electrón-protón) y concluyó que era posible separar átomos de diferente masa en sus componentes de carga eléctrica positiva y negativa.

El modelo atómico de Thomson era concebido como una esfera maciza con carga eléctrica positiva dentro de la cual estaban incluidos los electrones negativos.

A principios del Siglo XX este modelo atómico era aceptado normalmente.

Niels Bohr (1885-1962) fue el precursor de la mecánica cuántica al exponer el espectro del átomo de hidrógeno y los problemas que no explicó Rutherford sobre su modelo del átomo planetario. En 1913 propone un modelo atómico que lleva su nombre, el cual fundamentó bajo tres postulados:

  1.    Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, éste no emite energía, ya que las órbitas son consideradas como estados estacionarios de energía.

  2.    No todas las órbitas son posibles, ya que únicamente pueden existir aquéllas para las cuales el momento angular del electrón sea un múltiplo entero (h con barra), en donde (h) es la constante Planck (6.62 X 10^-34 J. s).

  3.    La energía liberada al pasar a una órbita inferior desde una órbita superior (del nivel de energía E₂ al nivel de energía E₁) se emite en forma de cuanto de luz (fotón). Así, la frecuencia (f) del cuanto viene dada por la fórmula:

E₂ - E₁ = hf

Sin embargo, los postulados de Bohr contradicen equivocada y sorprendentemente los fundamentos teóricos de James C. Maxwell, que son tan válidos y actuales como el mismo día en que Maxwell los propuso.

Aun así, las aportaciones científicas sobre la concepción de la luz y la energía propuestas por Maxwell, Planck y Einstein motivaron a Niels Bohr a proponer una explicación sobre el espectro de emisión de los gases en el átomo de hidrógeno, como un modelo funcional que explica el funcionamiento atómico mediante la herramienta matemática, expresada en ecuaciones sencillas, por lo que gracias a lo simple que es este modelo, todavía en la actualidad se usa para sintetizar la explicación sobre la estructura de la materia en términos atómicos.

El modelo atómico propuesto por Bohr explica que el núcleo del átomo de hidrógeno contiene una partícula central llamada protón y girando a su alrededor se encuentran los electrones. Estos electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, donde ocupan la menor energía posible, que puede hallarse en la órbita más cercana al núcleo; además, observó que los electrones se mueven únicamente en ciertas órbitas y no en otras, y que cada una de ellas está caracterizada por un nivel de energía diferente, de tal suerte que cuando un electrón pasa de un nivel a otro se desprende cierto tipo de energía liberada por ese salto cuántico.

Erwin Schrödinger (1887-1961) obtuvo el premio Nobel de Física en 1933 por su desarrollo científico en la mecánica cuántica. En 1926 publicó las bases de la mecánica cuántica ondulatoria, según la cual la materia se comporta a la vez como onda y partícula.

Schrödinger dedujo en derivadas parciales la ecuación diferencial que relaciona la energía con una partícula microscópica en función ondulatoria. Con esta ecuación diferencial se obtienen resultados en función de ondas relacionadas con la probabilidad de que se dé determinado suceso físico.

En síntesis, el modelo de la mecánica cuántica de Schrödinger se puede explicar del siguiente modo:

·         Las soluciones de la ecuación de onda (ecuación diferencial) se conocen como funciones de onda u orbitales.

·         La función de onda Ψ² define solamente la probabilidad de encontrar al electrón e- en una región del espacio alrededor del núcleo atómico, ya que Heisenberg demostró que no se puede saber la posición exacta que ocupa el electrón e-.

·         Los parámetros conocidos como números cuánticos describen el nivel de energía de un orbital y la forma tridimensional de la región del espacio ocupada por un e- dado.

·         Los números cuánticos son:

a) Número cuántico principal: η
b) Número cuántico angular: ℓ
c) Número cuántico magnético: µ ℓ

En donde el número cuántico principal η es un número entero positivo del que dependen principalmente el tamaño y la energía del orbital, y conforme aumenta el valor de η (1, 2, 3, 4, 5…) aumenta el tamaño del orbital y el electrón e- se encontrará más lejos del núcleo. Como consecuencia del aumento de la distancia entre el e- y el núcleo, la energía de ese e- aumenta al aumentar el valor de η.

El número cuántico angular ℓ define la forma tridimensional del orbital y cada número cuántico angular corresponde a un subnivel de energía para los orbitales de un átomo.

Estos subniveles son:

s : Sharp (nítido)

p : Principal (principal)

d : Diffuse (difuso)

f : Fundamental (fundamental)

El número cuántico magnético µ ℓ define la orientación espacial del orbital con respecto a un conjunto de ejes coordenados estándar. Toma valores enteros, tanto negativos como positivos (-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3…).

Para revisar el tema sobre la configuración electrónica de los elementos es necesario recordar la definición de átomo.

·         Partícula (1 a 5ºA)

·         Compuesta por protones (+), neutrones (+/-) y electrones (-)

·         Lo que determina a un elemento es el número de protones que lo componen

·         Su estructura y enlaces definen las propiedades químicas y físicas de los materiales

Por lo tanto, la configuración electrónica es la descripción de la forma en que los orbitales de un átomo están ocupados por sus electrones, en donde el orden de llenado de los orbitales se rige por el principio Aufbau, que significa construcción en el idioma alemán. Este principio se explica de la siguiente manera:

·         Los orbitales de menor energía se llenan primero

·         Un orbital sólo puede tener 2 e- con espines opuestos (+1/2, -1/2)

Si hay disponibles dos o más orbitales de la misma energía, los e- primero se colocan de uno en uno hasta que queden semillenos; sólo entonces un segundo e- llena cada uno de los orbitales.

Johann Wolfang Döbereinger (1780-1849), profesor de la Universidad de Jena, intentó clasificar los elementos químicos (tríadas de Döbereinger) conocidos en su época, agrupándolos por afinidades y semejanzas. Este químico de origen alemán elaboró en 1817 un informe en el cual mostró la relación que existe entre la masa atómica de ciertos elementos químicos y las propiedades que guardan entre sí.

John Alexander Reina Newlands (1837-1898) observó que los elementos químicos pueden ser ordenados según su masa atómica, ya que presentan cierta periodicidad; de esta manera demostró varias series de ocho elementos, las cuales se conocen como octavas de Newlands.

Julius Lothar Meyer (1830-1895) fue profesor de química en Bresiau y en el Instituto Politécnico de Karisuhe. En el año de 1876 laboró como docente en Tubinga, en donde sus estudios se orientaron a la química física e inorgánica y elaboró un sistema de clasificación periódica de los elementos químicos similares por su volumen atómico.

Dmitri Ivanovich Mendeléiev (1834-1907) fue un químico de origen ruso que se formó en el Instituto Pedagógico de San Petersburgo y amplió sus estudios en la ciudad alemana de Heildelberg. Mendeléiev demostró que las propiedades de los elementos químicos están en función periódica de sus pesos atómicos, y mediante la clasificación de dichos elementos logró que aquellos que tuvieran un comportamiento químico similar pudieran ser colocados en una tabla dentro de una columna vertical, formando así un solo grupo a cuyas líneas horizontales llamó periodos.

Los grupos están organizados en las columnas de la tabla periódica. Hay 18 grupos numerados ordinalmente (del 1 al 18). Los elementos situados en dos filas fuera de la tabla pertenecen al grupo 3.

Se advierte además que en un grupo las propiedades químicas de los elementos son muy similares, ya que todos los elementos que conforman ese grupo tienen el mismo número de electrones en su última o últimas capas. Por ejemplo, la configuración electrónica de los elementos del primer grupo es igual, lo que varía es el periodo del elemento.

La tabla periódica de los elementos químicos se divide en bloques de acuerdo al orbital que estén ocupando los electrones más externos. Para ello es necesario ubicar el nombre de dicho orbital (s, p, d, f). Debería haber más bloques en la tabla, sin embargo, todavía no se han sintetizado o descubierto; llegado el caso, el siguiente bloque por descubrir sería el g y se continuaría en un orden alfabético para describirlo.