Representación de un átomo de
helio.
Un
átomo es la unidad constituyente más pequeña de la
materia que tiene las propiedades de un
elemento químico.
1 Cada
sólido,
líquido,
gas y
plasma se compone de átomos neutros o
ionizados. Los átomos son muy pequeños; los tamaños típicos son alrededor de 100 pm (diez mil millonésima parte de un metro).
2 No obstante, los átomos no tienen límites bien definidos y hay diferentes formas de definir su tamaño que dan valores diferentes pero cercanos. Los átomos son lo suficientemente pequeños para que la física clásica dé resultados notablemente incorrectos. A través del desarrollo de la física, los modelos atómicos han incorporado principios cuánticos para explicar y predecir mejor su comportamiento.
Cada átomo se compone de un
núcleo y uno o más
electrones unidos al núcleo. El núcleo está compuesto de uno o más
protones y típicamente un número similar de
neutrones (ninguno en el
hidrógeno-1). Los protones y los neutrones son llamados
nucleones. Más del 99,94 % de la masa del átomo está en el núcleo. Los protones tienen una
carga eléctrica positiva, los electrones tienen una carga eléctrica negativa y los neutrones tienen ambas cargas eléctricas, haciéndolos neutros. Si el número de protones y electrones son iguales, ese átomo es eléctricamente neutro. Si un átomo tiene más o menos electrones que protones, entonces tiene una carga global negativa o positiva, respectivamente, y se denomina
ion.
Los electrones de un átomo son atraídos por los protones en un núcleo atómico por esta
fuerza electromagnética. Los protones y los neutrones en el núcleo son atraídos el uno al otro por una fuerza diferente, la
fuerza nuclear, que es generalmente más fuerte que la fuerza electromagnética que repele los protones cargados positivamente entre sí. Bajo ciertas circunstancias, la fuerza electromagnética repelente se vuelve más fuerte que la fuerza nuclear y los nucleones pueden ser expulsados del núcleo, dejando tras de sí un elemento diferente:
desintegración nuclear que resulta en
transmutación nuclear.
El número de protones en el núcleo define a qué
elemento químico pertenece el átomo: por ejemplo, todos los átomos de
cobre contienen 29 protones. El número de neutrones define el
isótopo del elemento.
3 El número de electrones influye en las propiedades
magnéticas de un átomo. Los átomos pueden unirse a otro u otros átomos por
enlaces químicos para formar
compuestos químicos tales como
moléculas. La capacidad de los átomos de asociarse y disociarse es responsable de la mayor parte de los cambios físicos observados en la naturaleza y es el tema de la disciplina de la
química.
No toda la materia del universo está compuesta de átomos. La
materia oscura constituye más del universo que la materia y no se compone de átomos, sino de partículas de un tipo actualmente desconocido.
Introducción
El nombre «átomo» proviene del
latín atomum, y este del
griego ἄτομον 'no cortado, sin porciones, indivisible'; también, se deriva de
a- ('no') y
tómo- 'trozo cortado, porción, parte'.
4 El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la
materia del
universo fue postulado por la
escuela atomista en la
Antigua Grecia. Sin embargo, no fueron considerados seriamente por los científicos hasta el
siglo XIX, cuando fueron introducidos para explicar ciertas leyes químicas. Con el desarrollo de la
física nuclear en el
siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en
partículas más pequeñas.
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Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y masa son del orden de la billonésima parte de un
metro y cuatrillonésima parte de un
gramo. Solo pueden ser observados mediante instrumentos especiales tales como un
microscopio de efecto túnel. Más de un 99,94 % de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El núcleo de un átomo puede ser inestable y sufrir una
transmutación mediante
desintegración radioactiva. Los electrones en la nube del átomo están repartidos en distintos niveles de energía u
orbitales, y determinan las propiedades químicas del mismo. Las transiciones entre los distintos niveles dan lugar a la emisión o absorción de
radiación electromagnética en forma de
fotones, y son la base de la
espectroscopia.
Estructura atómica
Partículas subatómicas
A pesar de que
átomo significa ‘indivisible’, en realidad está formado por varias partículas subatómicas. El átomo contiene
protones,
neutrones y
electrones, con la excepción del
hidrógeno-1, que no contiene neutrones, y del catión hidrógeno o
hidrón, que no contiene electrones. Los protones y neutrones del átomo se denominan
nucleones, por formar parte del núcleo atómico.
El electrón es la partícula más ligera de cuantas componen el átomo, con una masa de 9,11 · 10
−31 kg. Tiene una carga eléctrica negativa, cuya magnitud se define como la
carga eléctrica elemental, y se ignora si posee subestructura, por lo que se lo considera una
partícula elemental. Los protones tienen una masa de 1,67 · 10
−27 kg, 1836 veces la del electrón, y una carga positiva opuesta a la de este. Los neutrones tienen una masa de 1,69 · 10
−27 kg, 1839 veces la del electrón, y no poseen carga eléctrica. Las masas de ambos nucleones son ligeramente inferiores dentro del núcleo, debido a la
energía potencial del mismo; y sus tamaños son similares, con un radio del orden de 8 · 10
−16 m o 0,8
femtómetros (fm).
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El protón y el neutrón no son partículas elementales, sino que constituyen un
estado ligado de
quarks u y
d, partículas fundamentales recogidas en el
modelo estándar de la física de partículas, con cargas eléctricas iguales a +2/3 y −1/3 respectivamente, respecto de la carga elemental. Un protón contiene dos
quarks u y un
quark d, mientras que el neutrón contiene dos
d y un
u, en consonancia con la carga de ambos. Los quarks se mantienen unidos mediante la
fuerza nuclear fuerte, mediada por
gluones —del mismo modo que la fuerza electromagnética está mediada por fotones—. Además de estas, existen otras partículas subatómicas en el modelo estándar: más tipos de quarks,
leptones cargados (similares al electrón), etc.
El núcleo atómico
Los protones y neutrones de un átomo se encuentran ligados en el núcleo atómico, en la parte central del mismo. El volumen del núcleo es aproximadamente proporcional al número total de nucleones, el
número másico A,
8 lo cual es mucho menor que el tamaño del átomo, cuyo
radio es del orden de 10
5 fm o 1
ångström (Å). Los nucleones se mantienen unidos mediante la
fuerza nuclear, que es mucho más intensa que la fuerza electromagnética a distancias cortas, lo cual permite vencer la repulsión eléctrica entre los protones.
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Los átomos de un mismo
elemento tienen el mismo número de protones, que se denomina
número atómico y se representa por
Z. Los átomos de un elemento dado pueden tener distinto número de neutrones: se dice entonces que son
isótopos. Ambos números conjuntamente determinan el
núclido.
En átomos con número atómico bajo, los núcleos con una cantidad distinta de protones y neutrones tienden a desintegrarse en núcleos con proporciones más parejas, más estables. Sin embargo, para valores mayores del número atómico, la repulsión mutua de los protones requiere una proporción mayor de neutrones para estabilizar el núcleo.
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Nube de electrones
Los cinco primeros orbitales atómicos.
Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de la fuerza electromagnética. Esta fuerza los atrapa en un
pozo de potencial electrostático alrededor del núcleo, lo que hace necesaria una fuente de energía externa para liberarlos. Cuanto más cerca está un electrón del núcleo, mayor es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la energía necesaria para que escape.
Los electrones, como otras partículas, presentan simultáneamente propiedades de
partícula puntual y de onda, y tienden a formar un cierto tipo de
onda estacionaria alrededor del núcleo, en reposo respecto de este. Cada una de estas ondas está caracterizada por un
orbital atómico, una función matemática que describe la probabilidad de encontrar al electrón en cada punto del espacio. El conjunto de estos orbitales es discreto, es decir, puede enumerarse, como es propio en todo sistema cuántico. La
nube de electrones es la región ocupada por estas ondas, visualizada como una densidad de carga negativa alrededor del núcleo.
Cada orbital corresponde a un posible valor de energía para los electrones, que se reparten entre ellos. El
principio de exclusión de Pauli prohíbe que más de dos electrones se encuentren en el mismo orbital. Pueden ocurrir transiciones entre los distintos niveles de energía: si un electrón absorbe un fotón con energía suficiente, puede saltar a un nivel superior; también desde un nivel más alto puede acabar en un nivel inferior, radiando el resto de la energía en un fotón. Las energías dadas por las diferencias entre los valores de estos niveles son las que se observan en las
líneas espectrales del átomo.
Propiedades atómicas
Masa
La mayor parte de la masa del átomo viene de los
nucleones, los protones y neutrones del núcleo. También contribuyen en una pequeña parte la masa de los electrones, y la energía de ligadura de los nucleones, en virtud de la
equivalencia entre masa y energía. La
unidad de masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la
unidad de masa atómica (u). Esta se define como la doceava parte de la masa de un átomo neutro de
carbono-12 libre, cuyo núcleo contiene 6 protones y 6 neutrones, y equivale a 1,66 · 10
−27 kg aproximadamente. En comparación el protón y el neutrón libres tienen una masa de 1,007 y 1,009 u. La masa de un átomo es entonces aproximadamente igual al número de nucleones en su núcleo —el número másico— multiplicado por la unidad de masa atómica. El átomo estable más pesado es el
plomo-208, con una masa de 207,98 u.
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En
química se utiliza también el
mol como unidad de masa. Un mol de átomos de cualquier elemento equivale siempre al mismo número de estos (
6,022 · 1023), lo cual implica que un mol de átomos de un elemento con masa atómica de 1 u pesa aproximadamente 1 gramo. En general, un mol de átomos de un cierto elemento pesa de forma aproximada tantos gramos como la masa atómica de dicho elemento.
Tamaño
Los átomos no están delimitados por una frontera clara, por lo que su tamaño se equipara con el de su nube electrónica. Sin embargo, tampoco puede establecerse una medida de esta, debido a las propiedades ondulatorias de los electrones. En la práctica, se define el
radio atómico estimándolo en función de algún fenómeno físico, como la cantidad y densidad de átomos en un volumen dado, o la distancia entre dos núcleos en una
molécula.
Los diversos métodos existentes arrojan valores para el radio atómico de entre 0,5 y 5 Å. Dentro de la
tabla periódica de los elementos, el tamaño de los átomos tiende a disminuir a lo largo de un
periodo —una fila—, para aumentar súbitamente al comienzo de uno nuevo, a medida que los electrones ocupan niveles de energía más altos.
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Las dimensiones del átomo son miles de veces más pequeñas que la
longitud de onda de la
luz (400-700
nm) por lo que estos no pueden ser observados utilizando instrumentos ópticos. En comparación, el grosor de un
cabello humano es equivalente a un millón de átomos de
carbono. Si una manzana fuera del tamaño de la
Tierra, los átomos en ella serían tan grandes como la manzana original.
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Niveles de energía
Un electrón ligado en el átomo posee una
energía potencial inversamente proporcional a su distancia al núcleo y de signo negativo, lo que quiere decir que esta aumenta con la distancia. La magnitud de esta energía es la cantidad necesaria para desligarlo, y la unidad usada habitualmente para expresarla es el
electrónvoltio (eV). En el modelo mecanocuántico solo hay un conjunto discreto de estados o niveles en los que un electrón ligado puede encontrarse —es decir, enumerables—, cada uno con un cierto valor de la energía. El nivel con el valor más bajo se denomina el
estado fundamental, mientras que el resto se denominan estados excitados.
Cuando un electrón efectúa una transición entre dos estados distintos, absorbe o emite un fotón, cuya energía es precisamente la diferencia entre los dos niveles. La energía de un fotón es proporcional a su
frecuencia, así que cada transición se corresponde con una banda estrecha del
espectro electromagnético denominada
línea espectral.
Un ejemplo de líneas de absorción en un espectro
Cada elemento químico posee un espectro de líneas característico. Estas se detectan como líneas de emisión en la radiación de los átomos del mismo. Por el contrario, si se hace pasar radiación con un espectro de frecuencias continuo a través de estos, los fotones con la energía adecuada son absorbidos. Cuando los electrones excitados decaen más tarde, emiten en direcciones aleatorias, por lo que las frecuencias características se observan como líneas de absorción oscuras. Las
medidas espectroscópicas de la intensidad y anchura de estas líneas permite determinar la composición de una sustancia.
Algunas líneas espectrales se presentan muy juntas entre sí, tanto que llegaron a confundirse con una sola históricamente, hasta que fue descubierta su subestructura o
estructura fina. La causa de este fenómeno se encuentra en las diversas correcciones a considerar en la interacción entre los electrones y el núcleo. Teniendo en cuenta tan solo la fuerza electrostática, ocurre que algunas de las configuraciones electrónicas pueden tener la misma energía aun siendo distintas. El resto de pequeños efectos y fuerzas en el sistema electrón-núcleo rompe esta redundancia o
degeneración, dando lugar a la estructura final. Estos incluyen las correcciones
relativistas al movimiento de electrón, la interacción de su
momento magnético con el campo eléctrico y con el núcleo, etc.
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Además, en presencia de un campo externo los niveles de energía se ven modificados por la interacción del electrón con este, en general produciendo o aumentando la división entre los niveles de energía. Este fenómeno se conoce como
efecto Stark en el caso de un campo eléctrico, y
efecto Zeeman en el caso de un campo magnético.
Las transiciones de un electrón a un nivel superior ocurren en presencia de radiación electromagnética externa, que provoca la absorción del fotón necesario. Si la frecuencia de dicha radiación es muy alta, el fotón es muy energético y el electrón puede liberarse, en el llamado
efecto fotoeléctrico.
Las transiciones a un nivel inferior pueden ocurrir de manera espontánea, emitiendo la energía mediante un fotón saliente; o de manera
estimulada, de nuevo en presencia de radiación. En este caso, un fotón «entrante» apropiado provoca que el electrón decaiga a un nivel con una diferencia de energía igual a la del fotón entrante. De este modo, se emite un fotón saliente cuya onda asociada está sincronizada con la del primero, y en la misma dirección. Este fenómeno es la base del
láser.
Interacciones eléctricas entre protones y electrones
Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las
leyes de Newton, junto con las
ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10
−10 s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.
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Historia de la teoría atómica
Varios átomos y moléculas como se muestra en
A New System of Chemical Philosophy de
John Dalton (
1808).
El concepto de átomo existe desde la
antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos
Demócrito,
Leucipo y
Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.
17 El siguiente avance significativo no se realizó hasta que en
1773 el químico francés
Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: «La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma». La ley de conservación de la masa o
ley de conservación de la materia; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés
John Dalton quien en
1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro.
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Luego en
1811, el físico italiano
Amedeo Avogadro, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son
moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.
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El químico ruso
Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en
1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la
tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente.
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Evolución del modelo atómico
Los elementos básicos de la materia son tres.
Cuadro general de las partículas, quarks y leptones.
Tamaño relativo de las diferentes partículas atómicas.
La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.
Modelo de Dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en
1803 por
John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.
22 Este primer modelo atómico postulaba:
- La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
- Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
- Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
- Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
- Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
- Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).
Diferencia entre los bariones y los mesones.
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Diferencia entre fermiones y bosones.
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Modelo de Thomson
Modelo atómico de Thomson.
Luego del descubrimiento del electrón en
1897 por
Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban, según este modelo, inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés
plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente
Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thomson donde las «pasas» (electrones) se situaban en la parte exterior del «pastel» (protones).
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
Modelo de Rutherford
Modelo atómico de Rutherford.
Este modelo fue desarrollado por el físico
Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el
experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa. Sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico.
Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año
1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de este.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
- Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
- No explicaba los espectros atómicos.
Modelo de Bohr
«El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas». Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)
- Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
- Los electrones no irradian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
- Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno, pero solo la luz de este elemento proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.
Bohr no pudo explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.
Modelo de Sommerfeld
Órbitas elípticas en el modelo de Sommerfeld.
El modelo atómico de
Bohr funcionaba muy bien para el
átomo de
hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que
electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes. Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la
velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.
- Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.
- A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
- El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
En consecuencia, el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.
Modelo de Schrödinger
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una
función de onda, el cuadrado de la cual representa la
probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como
orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno.
Modelo de Dirac
El modelo de Dirac usa supuestos muy similares al
modelo de Schrödinger aunque su punto de partida es una ecuación relativista para la función de onda, la
ecuación de Dirac. El modelo de Dirac permite incorporar de manera más natural el
espín del electrón. Predice niveles energéticos similares al modelo de Schrödinger proporcionando las correcciones relativistas adecuadas.
Modelos posteriores
Tras el establecimiento de la ecuación de Dirac, la teoría cuántica evolucionó hasta convertirse propiamente en una
teoría cuántica de campos. Los modelos surgidos a partir de los años 1960 y 1970 permitieron construir teorías de las interacciones de los nucleones. La vieja teoría atómica quedó confinada a la explicación de la estructura electrónica que sigue siendo explicada de manera adecuada mediante el modelo de Dirac complementado con correcciones surgidas de la
electrodinámica cuántica. Debido a la complicación de las interacciones fuertes solo existen modelos aproximados de la estructura del núcleo atómico. Entre los modelos que tratan de dar cuenta de la estructura del núcleo atómico están el
modelo de la gota líquida y el
modelo de capas.
Posteriormente, a partir de los años 1960 y 1970, aparecieron evidencias experimentales y modelos teóricos que sugerían que los propios nucleones (neutrones, protones) y mesones (
piones) que constituyen el núcleo atómico estarían formados por constituyentes fermiónicos más elementales denominados
quarks. La
interacción fuerte entre quarks entraña problemas matemáticos complicados, algunos aún no resueltos de manera exacta. En cualquier caso lo que se conoce hoy en día deja claro que la estructura del núcleo atómico y de las propias partículas que forman el núcleo son mucho más complicadas que la estructura electrónica de los átomos. Dado que las propiedades químicas dependen exclusivamente de las propiedades de la estructura electrónica, se considera que las teorías actuales explican satisfactoriamente las propiedades químicas de la materia, cuyo estudio fue el origen del estudio de la estructura atómica.
Véase también
Notas y referencias
Notas
Referencias
- Volver arriba↑ «Atom». Compendium of Chemical Terminology (IUPAC Gold Book) (2nd edición). IUPAC. Consultado el 25 de abril de 2015.
- Volver arriba↑ Ghosh, D. C.; Biswas, R. (2002). «Theoretical calculation of Absolute Radii of Atoms and Ions. Part 1. The Atomic Radii». Int. J. Mol. Sci. 3: 87-113. doi:10.3390/i3020087.
- Volver arriba↑ Leigh, G. J., ed. (1990). International Union of Pure and Applied Chemistry, Commission on the Nomenclature of Inorganic Chemistry, Nomenclature of Organic Chemistry – Recommendations 1990. Oxford: Blackwell Scientific Publications. p. 35. ISBN 0-08-022369-9. «An atom is the smallest unit quantity of an element that is capable of existence whether alone or in chemical combination with other atoms of the same or other elements.»
- Volver arriba↑ «Átomo», en Diccionario de la Lengua Española (22ª ed.). Real Academia Española (2001). Consultado el 20 de julio de 2009.
- Volver arriba↑ Haubold, Hans; Mathai, A. M. (1998). «Microcosmos: From Leucippus to Yukawa». Structure of the Universe. Common Sense Science. Archivado desde el original el 25 de noviembre de 2015. Consultado el 17 de enero de 2008.
- Volver arriba↑ Harrison (2003:123-139).
- Volver arriba↑ Este es el radio de la distribución de carga observada en los nucleones. Véase Cottingham y Greenwood, 2004, §3.1.
- Volver arriba↑ La fórmula exacta es 1,12 ³√A fm. Véase Cottingham y Greenwood, 2004, §4.3.
- Volver arriba↑ Kramer, 1988, p. 80.
- Volver arriba↑ Kramer, 1988, p. 67,68.
