El modelo atómico de Thomson

[Lenguaje químico] Sección 2. Conceptos clave [Teoría de los iones] [Tabla de determinación de estados de oxidación] Otros conceptos [Electricidad y teoría atómica] [El átomo de Thomson]

Los experimentos de Faraday dejaron de manifiesto que la masa no era la única propiedad cuantizada; la carga eléctrica también lo estaba, lo cual implicaba que podía estar asociada a una entidad material. Casi al mismo tiempo, a esta partícula se le dio el nombre de electrón. Aunque la elección del nombre tiene cierto grado de arbitrariedad, puede interpretarse como "portador de la carga negativa". En la actualidad, calcular la carga elemental del electrón es un ejercicio trivial: basta con dividir la constante de Faraday entre el número de Avogadro. Sin embargo, a finales del siglo XIX, aún no se disponía del valor de este último.

Tubos de rayos catódicos

A finales del siglo XIX, con el desarrollo de bombas de vacío, se accedió a la tecnología de tubos de semivacío. Recordemos, a partir de las lecciones sobre gases reales, que un gas enrarecido se vuelve conductor eléctrico, permitiendo así completar un circuito. Al analizar qué permitía cerrar dicho circuito, los científicos hipotetizaron que los portadores de carga debían tener polaridad negativa, ya que se movían desde el polo negativo y eran atraídos hacia el positivo. Esta hipótesis se confirmó mediante un experimento conocido como la cruz de Malta, en el cual se colocaba una placa opaca con forma de cruz en el interior del tubo. Al aplicar una diferencia de potencial, se observaba una sombra nítida proyectada en el extremo positivo del tubo, lo que indicaba que las partículas cargadas se desplazaban en línea recta desde el cátodo, confirmando así su naturaleza corpuscular y polaridad negativa.

Figura 1. Un tubo de rayos catódicos contiene gas a bajas presiones, lo que permite la conductividad. Cuando se completa un circuito, los electrones se emiten desde el polo negativo al positivo, lo que completa el circuito. Gracias al uso de papeles y vidrios impregnados con materiales fluorescentes, es posible visualizar la trayectoria de los rayos. Este fenómeno se aprovecha en dispositivos como los tubos de rayos catódicos en televisores y monitores de computadora, donde los haces de electrones son dirigidos hacia una pantalla recubierta con fósforo. Cuando los electrones golpean el fósforo, este emite luz, permitiendo la visualización de imágenes y texto en la pantalla. Los tubos de rayos catódicos han sido fundamentales en la historia de la tecnología de visualización, aunque han sido ampliamente reemplazados por tecnologías de pantalla más modernas.

Figura 2. Además del sentido del circuito, otra evidencia de la polaridad de la carga del rayo en un tubo de rayos catódicos era su desviación por la acción de un imán o electroimán. Los rayos catódicos eran repelidos por el polo negativo y atraídos hacia el polo positivo, lo que demostraba que eran portadores de carga electrónica negativa. Esta observación, combinada con la capacidad de los rayos para completar el circuito, reforzaba la conclusión de que los rayos catódicos estaban compuestos por electrones negativamente cargados. Este fenómeno fue fundamental para la comprensión temprana de la naturaleza de los rayos catódicos y contribuyó significativamente al desarrollo de la teoría electrónica en la física.

Experimento de la desviación por campo electromagnético

Además, los científicos observaron que los campos magnéticos, generados por imanes o electroimanes, alteraban la trayectoria de los rayos en dirección consistente con una carga negativa: los rayos se alejaban del polo negativo del imán y se acercaban al positivo. A partir de esta observación, se dedujo que los portadores de carga viajaban en líneas rectas y poseían polaridad negativa. Estos y otros experimentos pasaron a conocerse colectivamente como los experimentos de los tubos de rayos catódicos, los cuales reforzaron la idea de la existencia de partículas portadoras de carga negativa.

Resulta irónico que, en ese momento, los principales defensores de estas ideas fueran físicos, mientras que muchos químicos de prestigio aún se resistían a aceptar el modelo molecular basado en partículas.

A través de la comparación entre la desviación de los rayos catódicos causada por un campo eléctrico y la producida por un campo magnético, el físico J.J. Thomson logró estimar por primera vez la relación carga-masa del electrón (es decir, el cociente entre su carga eléctrica y su masa). Para llevar a cabo este experimento, diseñó un tubo de rayos catódicos con un orificio en el ánodo, que permitía el paso de un haz estrecho de electrones. Colocó placas cargadas eléctricamente y un imán dispuestos perpendicularmente al haz, y en el extremo opuesto colocó una pantalla fluorescente para registrar el impacto de los electrones.

Figura 3. Tubo de rayos catódicos con campos magnéticos y eléctricos perpendiculares. Los rayos catódicos (electrones) se originan en el cátodo y se aceleran hacia el ánodo, que tiene un orificio en el centro. Un estrecho haz de electrones pasa a través del agujero y viaja a la pantalla fluorescente.

El campo eléctrico desviaba el haz en una dirección, mientras que el campo magnético lo desviaba en la dirección opuesta. Thomson ajustó cuidadosamente la intensidad de ambos campos hasta lograr que se anulasen mutuamente, permitiendo que el haz de electrones viajara en línea recta hacia la pantalla. Al conocer las condiciones en las que se lograba este equilibrio, pudo calcular un valor pionero para la relación carga-masa del electrón, obteniendo en 1897 un resultado de 1.76 × 10⁸ culombios por gramo.

Fig.  4. Joseph John Thomson (1856-1940) fue un destacado físico británico conocido por su descubrimiento del electrón. Nacido en Manchester, estudió en la Universidad de Cambridge y luego se unió al Trinity College como profesor. En 1897, llevó a cabo experimentos con tubos de rayos catódicos, descubriendo que los rayos estaban compuestos por partículas cargadas negativamente, a las que llamó electrones. Este hallazgo revolucionó la comprensión de la estructura atómica y le valió el Premio Nobel de Física en 1906. Thomson también hizo importantes contribuciones a la teoría de la conducción eléctrica en gases y al estudio de los isótopos. Su trabajo sentó las bases para la física moderna.

La relación masa a carga

No obstante, la relación carga-masa es una ecuación de tres términos, y hasta ese momento solo se disponía de uno: el cociente. Por ende, era imperativo calcular de forma independiente la carga o la masa del electrón para poder determinar el valor restante. Dado que determinar directamente la masa del electrón resultaba prácticamente imposible con la tecnología de la época, la única alternativa viable consistía en obtener una medición precisa de la carga. Este desafío permaneció sin solución durante al menos otra década, hasta la realización del célebre experimento de la gota de aceite de Millikan, que tuvo lugar aproximadamente en la misma época en que Jean Perrin demostraba experimentalmente la existencia del átomo.

El experimento de Millikan, realizado en 1909, fue diseñado específicamente para medir la carga eléctrica del electrón. En este experimento, pequeñas gotas de aceite caían entre dos placas metálicas cargadas eléctricamente. Estas gotas adquirían carga negativa al captar electrones adicionales mediante la irradiación con rayos X. Millikan midió cómo la variación del voltaje entre las placas afectaba la velocidad de caída de las gotas, y a partir de esos datos, calculó la carga individual de cada gota.

Fig.  5. En el diseño experimental del experimento de la gota de aceite de Millikan, cada gota presentaba un tamaño y masa diferentes. Sin embargo, todas respondían de manera proporcional al campo eléctrico aplicado. Esta proporcionalidad entre la fuerza eléctrica y el peso de cada gota permitía calcular la carga total en cada una. Al analizar múltiples gotas, Millikan observó que las cargas siempre eran múltiplos enteros de un mismo valor mínimo. Esto demostraba que, sin importar la masa de la gota, la carga eléctrica siempre se expresaba en unidades discretas. Al normalizar estos datos a un gramo de sustancia, emergía consistentemente el mismo valor para la carga elemental, lo que confirmó la existencia de una unidad fundamental e indivisible de carga: el electrón.

Una de las observaciones clave fue que la carga medida en cada gota siempre era un múltiplo entero de 1.602 × 10⁻¹⁹ culombios, lo que llevó a Millikan a concluir que este valor correspondía a la carga elemental de un solo electrón. Con este valor y la relación carga-masa determinada previamente por Thomson, fue finalmente posible estimar la masa del electrón. Este experimento proporcionó datos fundamentales para la comprensión de la estructura subatómica de la materia.

Los experimentos de Thomson, por su parte, revelaron que las partículas constituyentes de los rayos catódicos eran aproximadamente mil veces más pequeñas que el átomo de hidrógeno y que su masa no dependía del elemento químico utilizado para generarlas. Es decir, todos los gases empleados en los tubos de Crookes emitían la misma partícula, con idéntica masa y carga. Aunque Thomson originalmente las denominó corpúsculos, la comunidad científica adoptó finalmente el término "electrón", propuesto por otros investigadores. Este descubrimiento revolucionó la comprensión de la estructura atómica y sentó las bases para el desarrollo de la física subatómica.

El pudin con pasas

Con la existencia del electrón ya establecida y una comprensión más profunda del átomo, Thomson argumentó que este no podía ser una esfera sólida e indivisible, como se pensaba anteriormente, sino más bien una esfera blanda que contenía electrones incrustados en su interior. Según su propuesta, formulada en torno al año 1900, antes del experimento de Millikan, cuando un átomo se oxida, uno o más de sus electrones eran expulsados desde su interior, lo cual daba lugar a la aparición de cargas positivas. Estas cargas positivas no estaban localizadas en partículas específicas, sino que se distribuían en un campo continuo y difuso que rodeaba a los electrones.

Thomson comparó esta distribución con un pastel blando lleno de pasas, donde las pasas representaban a los electrones y la masa del pastel al campo positivo. Por esta razón, su modelo pasó a conocerse popularmente como el modelo del pudín de pasas (o "plum pudding model" en inglés).

Fig.  6. El modelo atómico de Thomson, propuesto en 1904, describe el átomo como una esfera de carga positiva con electrones incrustados en ella, similar a las pasas en un pastel. Esta teoría sugiere que los electrones son partículas subatómicas dispersas dentro del campo positivo, de manera que el conjunto mantiene la neutralidad eléctrica del átomo. La carga positiva se encuentra uniformemente distribuida, y su función es contrarrestar la carga negativa de los electrones. Este modelo fue el primero en incorporar partículas subatómicas dentro de la estructura atómica. Aunque más tarde fue reemplazado por modelos más precisos, representó un paso importante en la comprensión del átomo, al introducir la idea de que el átomo no era indivisible, sino un sistema internamente estructurado.

Aunque esta analogía culinaria puede parecer simplificadora o incluso humorística, es importante subrayar que el modelo de Thomson no fue una simple metáfora, sino el resultado de cálculos rigurosos y del uso de herramientas matemáticas avanzadas, como las ecuaciones de campo eléctrico y el análisis vectorial. Este modelo representó un paso fundamental en la evolución del pensamiento científico sobre la estructura atómica, y aunque más adelante sería reemplazado por modelos más precisos, sentó las bases para muchos desarrollos posteriores

Justificando la teoría de los iones

En términos químicos, podemos representar cada átomo según el modelo de Thomson utilizando el símbolo atómico correspondiente en lugar de un dibujo de pastel-con-pasas, mientras que los electrones ganados o perdidos se indican mediante símbolos de carga situados en el extremo superior derecho del símbolo. Por ejemplo:

• Si un átomo de sodio pierde un electrón, se representa como Na⁺.
• Si un átomo de calcio pierde dos electrones, se indica como Ca²⁺.
• Si un átomo de cloro gana un electrón, se representa como Cl⁻.
• Si un átomo de oxígeno gana dos electrones, se indica como O²⁻.

Es crucial recordar que los átomos que pierden electrones sufren un proceso de oxidación, mientras que aquellos que ganan electrones experimentan una reducción. Estas transformaciones son fundamentales en la formación de iones y en las reacciones redox, pilares del comportamiento químico de muchas sustancias.

Exploraremos con mayor profundidad la teoría de los iones, sus implicaciones energéticas y estructurales, así como la importancia de la Ley de Conservación de la Carga, en las lecciones futuras del curso. Estos conceptos serán esenciales para comprender la interacción entre especies químicas y la formación de compuestos tanto iónicos como moleculares.

Referencias

Arabatzis, T. (2009). Cathode rays. In Compendium of Quantum Physics (pp. 89–92). Springer.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., & Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry the Central Science.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2022). Chemistry, the central science (15th ed.). Pearson.

Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill New York.

Chang, R., & Overby, J. (2021). Chemistry (14th ed.). McGraw-Hill.

Dahl, P. F. (1997). Flash of the cathode rays: A History of JJ Thomson’s electron. CRC Press.

Millikan, R. A. (1913). On the elementary electrical charge and the Avogadro constant. Physical Review, 2(2), 109–143.

Schonland, B. F. J. (1923). The passage of cathode rays through matter. Proceedings of the Royal Society of London. Series A, 104(725), 235–247.

Seager, S. L., Slabaugh, M. M., & Hansen, M. M. (2022). Chemistry for Today (10th ed.). Cengage Learning.

Sinclair, S. B. (2013). JJ Thomson and the chemical atom: From ether vortex to atomic decay. Ambix.

Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.