Modelos Atómicos Históricos

Modelos Prenucleares

• Teoría atómica de **Dalton**
• Modelo atómico de **Thomson**

Modelos Nucleares

Nota: Aunque Dalton y Thomson son modelos prenucleares, se listan aquí para mantener la estructura original del documento.

• Teoría atómica de Dalton
• Modelo atómico de Thomson
• Modelo de orbitales (Mecánica Cuántica)

Modelo Atómico de Dalton (1808)

Éxitos del Modelo de Dalton

• Justifica por qué las sustancias se combinan entre sí solo en ciertas proporciones definidas: por la existencia de **átomos individuales**.
• Explica cómo es posible que haya una cantidad enorme de sustancias con solo unos pocos constituyentes, los **átomos**.
• Explica las **leyes químicas** de la época (Ley de la Conservación de la Masa y Ley de las Proporciones Definidas).

Fallos del Modelo de Dalton

• Considera los átomos como **indivisibles**.
• No explica fenómenos físicos tan importantes como el de la **electricidad**.

Modelo Atómico de Thomson (1897)

Rayos Catódicos y el Descubrimiento del Electrón

Los experimentos de J.J. Thomson con tubos de **rayos catódicos** mostraron que todos los átomos contienen pequeñas partículas subatómicas con carga negativa, llamadas **electrones**. Basado en estos resultados, Rutherford propuso posteriormente el modelo nuclear del átomo.

Conclusiones de Thomson

Las conclusiones de Thomson fueron audaces:

• Los rayos catódicos estaban hechos de partículas que llamó «corpúsculos» (hoy conocidos como electrones).
• Estos corpúsculos procedían de dentro de los átomos de los electrodos, lo que significa que los átomos son, de hecho, **divisibles**.
• En el átomo hay partículas pequeñas con carga eléctrica denominadas **electrones**.
• El resto del átomo es una esfera maciza de carga positiva, pues el conjunto es **neutro** (Modelo del Pudín de Pasas).

Éxitos del Modelo de Thomson

• Primeras pruebas experimentales de la **divisibilidad del átomo**.
• Justifica los **fenómenos eléctricos** que no tenían explicación con el modelo de Dalton.
• Explica la existencia y formación de **iones**.

Fallos del Modelo de Thomson

• En poco tiempo se harían numerosos experimentos que pondrían en entredicho la idea de que el átomo es macizo.
• Aún no incluye el concepto de **número atómico**.

Modelo Atómico de Rutherford (1911)

A partir del experimento de la lámina de oro, Rutherford dedujo las siguientes características de la estructura atómica:

• Gran parte del átomo está **vacío** (pues la mayoría de las partículas alfa pasan sin desviarse).
• Las partículas positivas y negativas en el átomo están separadas (las partículas alfa se desvían al pasar por las proximidades de las positivas).
• El átomo puede considerarse formado por **núcleo** y **corteza**. Entre uno y otro solamente hay vacío.
• El núcleo es muy pequeño (unas 10.000 veces más pequeño que todo el átomo).
• En el núcleo se encuentran las partículas positivas (**protones**) y otra partícula sin carga (**neutrones**). Ambas partículas se denominan **nucleones** (las partículas alfa rebotan cuando se encuentran con el núcleo).
• La corteza es la parte externa del átomo, y en ella se encuentran los **electrones** dando vueltas alrededor del núcleo.
• En los **átomos neutros** el número de protones y electrones es idéntico.
• Protones y neutrones tienen masa casi idéntica. Esta masa es unas 2.000 veces más grande que la del electrón.

Éxitos del Modelo de Rutherford

• Al igual que el modelo de Thomson, explica los **fenómenos eléctricos**.
• Interpreta razonablemente el **experimento de la lámina de oro**.

Fallos del Modelo de Rutherford

• Según la física clásica, los electrones, al girar, deberían emitir energía y, por lo tanto, deberían ser atraídos por los protones del núcleo, colapsando el átomo. Este modelo era **inestable**.

Modelo Atómico de Bohr (1913)

Postulados de Bohr

• Los electrones solo pueden estar en determinadas **órbitas estacionarias**, en las cuales tienen una energía definida.
• El átomo emite energía (en forma de fotón) cuando un electrón salta de una órbita de mayor energía a otra de menor energía.

Éxitos del Modelo de Bohr

• Consigue explicar por qué los **espectros atómicos** (especialmente el del hidrógeno) no son continuos, sino discretos.

Fracasos del Modelo de Bohr

• No explica cómo es el átomo en el **espacio tridimensional**.
• Solo funciona perfectamente para el átomo de hidrógeno.

Conceptos Fundamentales de la Química

Definición de Órbita Electrónica

Se aplica a cada una de las **trayectorias** que describen los electrones alrededor del núcleo del átomo (concepto utilizado en los modelos de Rutherford y Bohr).

Definición de Orbital

El **orbital** es la descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región del espacio disponible para un electrón. Cada orbital con diferentes valores del número cuántico principal (n) presenta una energía específica para el estado del electrón, aunque su posición exacta no se puede medir directamente (Principio de Incertidumbre).

Definición de Átomo y Elemento

• Un **átomo** es la cantidad menor de un elemento químico que tiene existencia propia. Está formado por un núcleo (con protones y neutrones) y por varios electrones orbitales.
• Un **elemento químico** es una sustancia pura formada por átomos que tienen el mismo número de protones en su núcleo.

Diferenciación entre Elementos

Lo que distingue a unos elementos químicos de otros es el **número de protones** que tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama **Número Atómico** y se representa con la letra Z. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente.

Definición de Isótopo

Se llama **isótopo** a los átomos que pertenecen al mismo elemento químico (mismo número atómico, Z) pero que tienen distinta masa atómica (A), debido a que poseen diferente número de neutrones.

Usos Actuales de los Isótopos

A continuación, se explican tres campos en los que los isótopos son ampliamente utilizados en la actualidad:

1. **Cálculo de la Masa Atómica:** Puesto que las masas de los átomos son muy pequeñas, es necesario usar una **unidad de masa atómica** nueva en base a una referencia (actualmente el carbono-12).
2. **Abundancia de los Isótopos y Masa Atómica Relativa:** La masa atómica relativa de un elemento es el promedio ponderado de las masas de sus isótopos naturales, considerando su abundancia en la naturaleza.
3. **Interés Social de los Isótopos:** Aplicaciones en medicina (diagnóstico y tratamiento), datación arqueológica (carbono-14) y generación de energía (fisión nuclear).