Modelos Atómicos

 Modelos Atómicos

Alrededor del año 400 a. C. los filósofos griegos Demócrito y Leucipo fueron los primeros en introducir la palabra átomo, que se refería a una porción indivisible de la materia. Resumiendo, la filosofía atómica antigua:

• ·         Todas las cosas están compuestas de átomos sólidos.
• ·         Espacio o vacío, es decir, vacuidad, existe entre los átomos.
• ·         Los átomos son eternos.
• ·         Los átomos, por ser demasiado pequeños, no son visibles.
• ·         Los átomos son indivisibles, homogéneos e incomprensibles.
• ·         Los átomos difieren uno de otro por su forma, tamaño y distribución geométrica.
• ·         Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

 

Dalton

A principios del siglo xix y retomando la explicación propuesta por Demócrito, John Dalton, en su teoría atómica, estudió a los átomos y utilizó símbolos para representar su combinación; usaba círculos negros para los átomos de carbono; los círculos blancos indicaban los átomos de oxígeno, un círculo negro junto a otro blanco simbolizaba al monóxido de carbono.

Además, al mismo tiempo que formulaba su teoría, publicó una tabla de masas atómicas en la que asignó la masa de 1 al hidrógeno, el átomo más ligero de todos. Los postulados de Dalton, incluso con sus errores, que se han ido corrigiendo con el paso del tiempo, y los nuevos descubrimientos proporcionaron una base de trabajo, por ello se le considera el padre de la teoría atómica moderna.

A continuación, se enuncian dichos postulados:

1.       Los elementos están formados por partículas muy pequeñas, separadas, indivisibles e indestructibles llamadas átomos.

2.       Los átomos de un mismo elemento son idénticos y poseen las mismas propiedades físicas y químicas, pero son diferentes de los átomos de otro elemento.  

3.       Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos diferentes:  

4.       Al combinarse los átomos de dos mismos elementos para formar una serie de compuestos, lo hacen en una relación sencilla de números enteros.  

La palabra átomo se conserva por cuestiones meramente históricas. De acuerdo con los postulados anteriores, Dalton crea su modelo atómico, en el cual el átomo se considera como una esfera sólida, maciza, pequeña, indivisible y de peso fijo.

 

 

Thomson

En 1897, partiendo del descubrimiento de los rayos canales Thomson, científico inglés, introdujo considerables modificaciones en el tubo de rayos catódicos, e inventó el primer espectrómetro de masas.

Basándose en el experimento anterior, Thomson propuso un modelo atómico semejante a una gelatina con pasas. Dijo que el átomo era una esfera de electrificación positiva en la que se encontraban incrustados los electrones (también se conoce como el “modelo del budín de pasas”). Se consideró que los electrones eran las primeras partículas constituyentes del átomo y que tenían “carga eléctrica negativa”.

Rutherford

El inglés Rutherford propuso otro modelo atómico como resultado de sus experimentos al bombardear láminas de oro y platino con partículas alfa. Esto condujo a Rutherford a formular una nueva teoría sobre la estructura atómica, en la cual colocó el núcleo en el centro del átomo y propuso que:

·         La masa del átomo está concentrada en un núcleo pequeño situado en el centro.

·         El diámetro del núcleo es, aproximadamente, 10–4 veces el del átomo.

·         Los átomos están formados en su mayor parte por espacio vacío.

Rutherford logró por primera vez que se desprendieran protones del núcleo y demostró que son unidades fundamentales de la estructura del núcleo atómico.

Bohr

En 1913, Niels Bohr, físico danés, modificó el modelo de Rutherford y propuso un modelo planetario del átomo de hidrógeno. Los postulados de Bohr afirman que:

·         Los electrones en los átomos ocupan niveles discretos.

·         Esos electrones no irradian energía en forma continua, como enunciaba la teoría electromagnética de la materia.

·         Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos al absorber cantidades fijas de energía.

·         Los electrones que caen a niveles más bajos de energía emiten cantidades fijas de energía.

·         El momento angular de un electrón en órbita es un múltiplo entero de h/2π (h = constante de Planck).

Modelo de Sommerfeld

En 1916, propone un modelo atómico con la existencia de órbitas elípticas y circulares en el segundo y en los más altos niveles de energía. Para describir cada uno de los niveles mayores de energía, Sommerfeld definió dos números cuánticos. Uno de ellos, n, designa los niveles principales de energía y es idéntico a los números usados por Bohr (n = 1, 2, 3, 4,..., etc.). El otro número cuántico, k, indica el grado en que la órbita elíptica se desvía de una circunferencia. Cuando k = n, la órbita es circular, y cuando k = 0, la elipse ha degenerado en una recta. Aceptando sólo valores enteros para k, puede verse que k tiene como límites k = 1 y k = n.

Los modelos anteriores se han presentado con el objeto de familiarizarnos con la naturaleza del átomo.

Modelo mecánico cuántico del átomo

De acuerdo con la secuencia presentada, el átomo puede definirse como un conjunto de cargas que posee un núcleo denso (cargado positivamente) rodeado por una cantidad equivalente de electrones (cargados negativamente) que describen una esfera cuyo diámetro es mil veces el del núcleo.

El modelo actual del átomo fue desarrollado principalmente por Erwin Schrödinger, y en él se describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.

La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por una tenue nube de electrones, lo cual conserva el concepto de niveles estacionarios de energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad.

Este modelo ha soportado la prueba del tiempo y actualmente aún proporciona los conceptos mediante los cuales los científicos explican el comportamiento de los sistemas atómicos y moleculares.

Esta teoría se deriva de tres conceptos fundamentales:

1. Concepto de estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bohr Normalmente los electrones se encuentran en el nivel de mínima energía (estado basal o fundamental), pero pueden absorber energía pasando a un nivel superior, más alejado del núcleo (estado excitado); este estado es inestable y al regresar el electrón a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación electromagnética.
2. Naturaleza dual de la masa sugerida por Louis de Broglie En 1924, Louis de Broglie, científico francés, propuso que la materia podría tener propiedades ondulatorias además de propiedades de partícula; es decir, ambas características de partícula y de onda. Fue apoyada por hechos experimentales al demostrarse que un haz de electrones podía ser difractado haciéndolo pasar a través de un sólido cristalino, de la misma manera que un rayo de luz es difractado por una rejilla. Schrödinger tomó esto en cuenta para formular la ecuación ondulatoria.
3. Principio de incertidumbre de Heisenberg: Heisenberg imaginó un microscopio superpotente por medio del cual se pudiese observar la colisión entre un fotón y un electrón, y postuló que: “Es imposible conocer con exactitud perfecta los dos factores importantes que gobiernan el movimiento de un electrón, su posición y su velocidad”