Historia de los Modelos Atómicos

Desde la antigüedad, el ser humano consideró al átomo como la partícula indivisible y fundamental de la materia, esencial para explicar las diferencias observadas en los fenómenos naturales. A principios del siglo XIX, John Dalton concibió el átomo como una masa única para cada elemento, capaz de combinarse con otros bajo leyes de proporciones definidas y múltiples.

Ideas Propuestas por Dalton:

• Los elementos están compuestos por partículas diminutas llamadas átomos.
• Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades.
• Los átomos son indivisibles, no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.
• Los átomos de diferentes elementos se combinan para formar compuestos químicos.
• Los átomos de elementos distintos se diferencian por sus pesos atómicos.

En 1800, Alessandro Volta construyó la pila voltaica, reconociendo el fenómeno de la electricidad sin comprender completamente las reacciones químicas subyacentes. En 1833, Michael Faraday estableció las relaciones cuantitativas entre la cantidad de electricidad y la sustancia depositada en el cátodo o desprendida en el ánodo durante la electrólisis.

Descubrimiento de las Partículas Subatómicas

En 1847, William Crookes descubrió la radiación luminosa emitida en un tubo de vidrio con gas a baja presión tras una descarga de alto voltaje. A partir de este hallazgo, surgieron importantes descubrimientos:

• Rayos Catódicos: Radiación emitida desde el cátodo bajo alto voltaje. Viajan en línea recta hacia el ánodo, son energéticos, producen efectos mecánicos y se desvían hacia la placa positiva en un campo eléctrico, demostrando su carga negativa. Las partículas que los componen, originadas en cualquier gas, se denominan electrones.
• Rayos Canales (o de Canal): Luminosidad que viaja en línea recta hacia el cátodo. Se desvían hacia la placa negativa de un campo eléctrico, indicando su carga positiva. Son de mayor tamaño que los rayos catódicos y se originan cuando un átomo pierde electrones. Las partículas producidas en el gas hidrógeno recibieron el nombre de protones.
• Rayos X: Descubiertos por Wilhelm Conrad Röntgen en 1895, se producen simultáneamente con los rayos catódicos. Impresionan placas fotográficas a través de materiales opacos, viajan en línea recta y pueden ionizar gases. Son eléctricamente neutros, ya que no se alteran ante campos eléctricos.
• Radiactividad: Emisión de alta energía, capaz de ionizar gases, impresionar placas fotográficas y producir destellos de luz en compuestos como el sulfuro de zinc (ZnS). Al ser sometidas a un campo magnético, las partículas radiactivas se distinguen en tres tipos: positivas, negativas y neutras.

El electrón, una partícula con carga negativa, fue descubierto por J.J. Thomson, quien determinó su relación carga-masa (e/m) como 1,76 x 10⁸ Coul/g. En 1909, Robert Millikan ideó un aparato para determinar la carga del electrón mediante la suspensión de gotas de aceite cargadas eléctricamente en un campo eléctrico.

Modelos Atómicos

Modelo de Thomson (Budín de Pasas)

Thomson propuso un modelo similar a un pastel de frutas para explicar la formación de iones y la presencia de electrones en la estructura atómica. Imaginó una esfera de carga positiva con electrones incrustados en ella, de manera que la carga negativa total de los electrones neutralizara la carga positiva. Si el átomo perdía un electrón, se volvía positivo; si ganaba uno, se volvía negativo. Este modelo explicaba la formación de iones, pero no la existencia de la radiactividad.

Modelo de Rutherford (Modelo Planetario)

Ernest Rutherford, mediante el experimento de la lámina de oro, descubrió el núcleo atómico. Al bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas), observaron que la mayoría atravesaban la lámina sin desviarse, algunas se desviaban fuertemente y unas pocas rebotaban. Esto llevó a la conclusión de que la masa y la carga positiva del átomo se concentran en un núcleo central muy pequeño, mientras que el resto del átomo es espacio vacío ocupado por electrones en órbita. Rutherford postuló que la estabilidad del átomo se debía a la fuerza centrífuga generada por el giro de los electrones, que contrarrestaba la atracción eléctrica del núcleo.

Modelo de Bohr

En 1913, Niels Bohr integró conceptos de la física cuántica. Propuso que los electrones orbitan alrededor del núcleo en niveles de energía específicos o estados estacionarios, cada uno con un número cuántico asociado. Mientras un electrón permanece en su órbita, no gana ni pierde energía. Un electrón puede saltar a un nivel de energía superior absorbiendo energía (fotón) o caer a un nivel inferior emitiendo energía en forma de fotón.

Modelo Actual (Mecánica Cuántica)

El modelo atómico actual se basa en los principios de la mecánica cuántica y presenta las siguientes características:

• El núcleo atómico contiene protones y neutrones, concentrando casi toda la masa del átomo.
• Los electrones se distribuyen en niveles y subniveles de energía.
• Se considera la dualidad onda-partícula de la materia.
• Se habla de probabilidad en cuanto a la posición y el momento de un electrón, en lugar de certeza (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).

Erwin Schrödinger desarrolló la ecuación de onda, una fórmula matemática que describe el comportamiento de los electrones en el átomo. Cada solución de esta ecuación define un estado del electrón y la distribución de densidad electrónica alrededor del núcleo, conocida como orbital atómico, que representa la región donde es más probable encontrar un electrón.

Números Cuánticos

Los números cuánticos describen el estado de un electrón en un átomo:

• Número Cuántico Principal (n): Indica la distancia media del electrón al núcleo y, por tanto, el tamaño de la nube electrónica (orbital).
• Número Cuántico Secundario o Azimutal (l): Determina la forma de la nube electrónica u orbital. Se designan con las letras s, p, d, f y sus valores van desde 0 hasta n-1.
• Número Cuántico Magnético (m): Describe la orientación espacial del orbital.
• Número Cuántico de Spin (s): Representa el giro del electrón sobre su propio eje.

Distribución Electrónica

La distribución electrónica consiste en organizar los electrones de un átomo en sus respectivos niveles y orbitales, siguiendo el número atómico (que es igual al número de electrones en un átomo neutro). Esto permite determinar la cantidad de capas y orbitales que contiene un átomo.