Modelos Atómicos

Demócrito

Filósofo de la Antigua Grecia, supuso que la materia no se podía dividir infinitamente. Llegó a la conclusión, sin basarse en el método científico, de que la parte más pequeña de un material que conserva todas las propiedades que lo definen se llamaba átomo.

Dalton (s. XVIII-XIX)

Realizó experimentos reaccionando gases y observó que la relación entre sus volúmenes era siempre igual, con valores enteros y sencillos. Para dar una explicación, recurrió a las ideas de Demócrito, suponiendo que realmente existían los átomos. Según Dalton, los átomos eran simples esferas.

Thomson (s. XIX-XX)

Realizó experiencias con tubos de descarga de gases. Estos consistían en tubos al vacío con electrodos: ánodo (+) y cátodo (-). El proceso consistía en hacer el vacío, introducir el gas de interés y volver a hacer el vacío, obteniendo un recipiente con un gas conocido.

Se observó que en la parte posterior del ánodo aparecía una fluorescencia que era siempre igual, sin importar el gas. Thomson interpretó que la fluorescencia eran partículas negativas que venían del cátodo y que eran las mismas independientemente de la sustancia. Primero los llamó rayos catódicos y luego cationes.

Después, vio que en el extremo del cátodo también había fluorescencia, la cual cambiaba según el tipo de gas. Supuso que provenía del ánodo y se llamaron rayos anódicos (aniones). Concluyó que:

• Parte positiva: Fragmentos mayores (daban sombra) y distintos por sustancia.
• Parte negativa: Fragmentos pequeños e iguales por sustancia.

Interpretó que el átomo era como un «pastel de pasas»: la materia se consideraba como una masa positiva homogénea que en su interior tenía partículas negativas incrustadas.

Rutherford (s. XIX-XX)

Realizó el experimento con el que descubrió el núcleo atómico. Disparó partículas alfa a una lámina de oro, ya que es el material que más finamente se puede dividir. Alrededor de la lámina, colocó una pantalla fluorescente para observar el comportamiento de las partículas. Aunque el experimento buscaba afirmar el modelo de Thomson, los resultados fueron distintos.

Observaciones del experimento:

1. La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse.
2. Muy pocas se desviaban.
3. Poquísimas partículas rebotaban.

Conclusiones:

• Si el modelo de Thomson fuera cierto, no deberían observarse desviaciones ni rebotes.
• Las partículas se desvían al encontrar una zona muy pequeña cargada positivamente (núcleo), donde se concentra la mayor parte de la masa.

Ideó un modelo atómico consistente en:

• Un núcleo muy pequeño con carga positiva donde se concentra casi toda la masa.
• Los electrones (e^–), con carga negativa, giran alrededor del núcleo.
• La fuerza centrífuga impide que los electrones se precipiten al núcleo.

Partículas Subatómicas

• Número atómico (Z): Identifica al elemento. Representa el número de protones (p⁺).
• Número másico (A): Número total de partículas en un átomo (protones + neutrones).

Fórmulas clave:

• Z = p⁺
• n = A – p⁺
• e^– = p⁺ (En un ion negativo se suma el número del ion; si es positivo, se resta).

Isótopos: Átomos de un mismo elemento con distinto contenido en neutrones (n) y, por tanto, distinto número másico (A).

Masa atómica relativa: Magnitud adimensional. Es la masa de un átomo medida por comparación a la doceava parte del átomo de Carbono-12 (C₁₂).

Si se proporcionan las masas de los isótopos y la masa atómica del elemento, se utiliza la fórmula: m1(x) + m2(100-x) / 100

Radiación Electromagnética

La luz es una radiación compuesta por dos ondas sincronizadas: una eléctrica y otra magnética. Sus propiedades son:

• Velocidad de onda (v): En el caso de las ondas electromagnéticas, es la velocidad de la luz (c = 3·10⁸ m/s).
• Longitud de onda (λ): Distancia entre dos máximos o mínimos sucesivos.
• Frecuencia (ν): Número de ondas generadas por unidad de tiempo (medido en Hz). Es la inversa del periodo.
• Periodo (T): Tiempo necesario para que una onda se produzca.
• Energía (E): Los átomos absorben y emiten energía. Se relaciona con la constante de Planck (h = 6,63·10^-34 J·s).

Energía de Ionización y Ligadura

Energía de ionización: El núcleo atrae al electrón con cierta energía. Para que el electrón salte de órbita, es necesario aportar una energía igual o mayor a la que utiliza el núcleo. Se mide en electrón-voltios (eV). 1 eV = 1,602 · 10^-19 J.

Energía de ligadura: Es la energía que el electrón usa para mantenerse en órbita, equivalente a la fuerza de atracción del núcleo.

Espectros de Radiación Electromagnética

Es la descomposición de la luz en distintas radiaciones o frecuencias. Existen dos tipos:

1. Continuo: Se observa un abanico completo de colores al descomponer la luz con un prisma.
2. Discontinuo (Espectros atómicos): Aparecen en forma de rayas nítidas. Se dividen en:
   • Absorción: Radiaciones absorbidas por un átomo iluminado.
   • Emisión: Radiaciones emitidas por un átomo excitado por calor o corriente eléctrica.

Relación: E.A + E.E = E.C

Procesos en Espectros Discontinuos

• Emisión: El átomo se excita, libera energía en forma de radiación, pasa por un prisma y se imprime en una lámina fotográfica.
• Absorción: Se pasa luz por un gas; los átomos absorben parte de esa luz y el resto se imprime en la lámina.

Cuando un átomo es excitado (emisión), asciende de órbita. Al descender, necesita un aporte o liberación de energía.

El Modelo de Bohr

Fallos del modelo de Rutherford

Los espectros discontinuos invalidaron el modelo de Rutherford. Según este, los electrones no tenían una distancia específica al núcleo y deberían absorber todo el espectro. Además, una partícula cargada en movimiento acelerado debería emitir radiación, perder energía y precipitarse al núcleo, haciendo la materia imposible.

Postulados de Bohr

1. Los electrones ocupan órbitas a una distancia predefinida; no pueden existir entre dos órbitas.
2. Los electrones son estables y no emiten energía mientras permanezcan en la misma órbita.
3. El número máximo de electrones por capa se rige por la regla 2n² (donde n es el número de capa).

Problemas del modelo de Bohr

Funcionaba con átomos hidrogenoides (H o He⁺), pero fallaba con átomos complejos. Esto sugirió que la energía no dependía solo de la capa electrónica.

Modelo Cuántico

Se abandona la idea de trayectorias definidas por la probabilidad de encontrar al electrón en regiones llamadas orbitales. Cada electrón es único, definido por sus números cuánticos.

Orbitales Atómicos

• n = 1: Orbital «s» (esférico), capacidad para 2 e^–.
• n = 2: Orbitales «s» (2 e^–) y «p» (6 e^–, forma de dos lóbulos).
• n = 3: Orbitales «s», «p» y «d» (10 e^–, forma compleja).
• n = 4: Orbitales «s», «p», «d» y «f» (14 e^–).

Cada orbital se orienta en los tres ejes (x, y, z).

Enlace Químico

Es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos. Se forma cuando las fuerzas de atracción contrarrestan las de repulsión.

Tipos de Enlaces

1. Enlace Iónico: Entre metales (pierden electrones, cationes) y no metales (ganan electrones, aniones). Forman cristales con estructuras geométricas concretas.
2. Enlace Covalente: Entre no metales. Comparten electrones.
   • Covalente puro: Elementos iguales, atracción simétrica.
   • Covalente polar: Elementos distintos, los electrones se desplazan hacia el más electronegativo.
3. Cristales Covalentes:
   • Cristal reticular: Red 3D continua (ej. Cuarzo o Silicio).
   • Alótropos del Carbono: Diamante (estructura 3D dura) y Grafito (capas planas conductoras).
4. Cristal Molecular: Moléculas unidas por fuerzas débiles (fuerzas intermoleculares). Ejemplo: Hielo (unido por puentes de hidrógeno, menos denso que el agua líquida).
5. Enlace Metálico: Entre metales. Los átomos comparten sus electrones externos con toda la red, formando cristales metálicos compactos.