El modelo atómico de Dalton, propuesto por John Dalton a principios del siglo XIX, establece los siguientes principios:
Átomos como unidades indivisibles
Dalton postuló que los átomos eran las unidades básicas e indivisibles de la materia, y que todos los elementos estaban compuestos por átomos.
Átomos idénticos o diferentes
Según Dalton, los átomos de un elemento son idénticos entre sí en masa y otras propiedades, mientras que los átomos de diferentes elementos tienen diferentes masas y propiedades.
Combinación de átomos para formar compuestos
Dalton propuso que los átomos se combinan en proporciones fijas y simples para formar compuestos. Estas combinaciones ocurren en relaciones numéricas enteras y simples.
Ley de las proporciones múltiples
Dalton observó que cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro elemento está en una relación de números enteros simples.
Conservación de la masa
Dalton creía en la conservación de la masa durante una reacción química, es decir, que la masa total de los productos de una reacción química es igual a la masa total de los reactivos.
En resumen, el modelo atómico de Dalton postula que los átomos son las unidades fundamentales de la materia, que los átomos de diferentes elementos tienen diferentes propiedades y masas, que los átomos se combinan en proporciones fijas y simples para formar compuestos, y que la masa se conserva en las reacciones químicas. Aunque este modelo fue fundamental en el desarrollo de la química moderna, posteriormente se refinó y modificó a medida que la comprensión de la estructura atómica avanzaba.
El modelo atómico de Rutherford, propuesto por Ernest Rutherford en 1911, se basa en los siguientes conceptos clave:
Núcleo central
Rutherford postuló que los átomos tienen un núcleo central pequeño y denso que contiene la mayor parte de su masa. Este núcleo está cargado positivamente.
Electrones orbitando el núcleo
Según el modelo de Rutherford, los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas, de manera similar a los planetas que orbitan alrededor del sol en el sistema solar.
Mayoría del átomo es espacio vacío
Rutherford reconoció que la mayor parte del átomo es espacio vacío. La masa del átomo se concentra casi por completo en el núcleo central, mientras que los electrones orbitan en regiones dispersas alrededor de él.
Experimento de dispersión de partículas alfa
La propuesta de Rutherford se basó en su famoso experimento de dispersión de partículas alfa, en el cual disparó partículas alfa (núcleos de helio) contra una delgada lámina de oro. Observó que la mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina sin desviarse significativamente, pero algunas eran desviadas hacia ángulos muy grandes, lo que indicaba que los átomos tienen un núcleo denso y cargado positivamente.
En resumen, el modelo atómico de Rutherford propone que los átomos tienen un núcleo central positivamente cargado, alrededor del cual orbitan electrones en regiones dispersas. Este modelo representó un avance significativo en la comprensión de la estructura interna del átomo, aunque fue refinado posteriormente por el modelo de Bohr y la teoría cuántica.
El modelo atómico de Thomson, propuesto por J.J. Thomson a finales del siglo XIX, se basa en los siguientes puntos clave:
Átomo esferoidal con carga positiva
Thomson propuso que el átomo es una esfera uniforme de carga positiva. Esta carga positiva se distribuye uniformemente en toda la esfera.
Electrones incrustados en la esfera
Dentro de esta esfera de carga positiva, Thomson sugirió que los electrones están incrustados como «pasas en un pudín», es decir, dispersos por toda la esfera de carga positiva.
Modelo del budín de pasas
Este concepto le valió al modelo el apodo de «budín de pasas». Los electrones, al ser partículas cargadas negativamente, equilibraban la carga positiva de la esfera, manteniendo el átomo eléctricamente neutro.
Descubrimiento del electrón
Thomson es conocido por su descubrimiento del electrón utilizando el experimento de tubo de rayos catódicos, que demostró la existencia de partículas subatómicas con carga negativa.
En resumen, el modelo atómico de Thomson describe un átomo como una esfera de carga positiva en la que los electrones están incrustados como pasas en un pudín. Este modelo fue fundamental en el desarrollo de la teoría atómica, aunque fue posteriormente reemplazado por modelos más precisos, como el modelo de Rutherford y el modelo de Bohr, que mejoraban nuestra comprensión de la estructura atómica.
El modelo cuántico revolucionó la comprensión de la naturaleza de la materia y la energía. Aquí está un resumen de tres conceptos fundamentales dentro del modelo cuántico:
Dualidad onda-partícula
Este principio fundamental de la mecánica cuántica establece que las partículas subatómicas, como electrones y fotones, exhiben comportamientos tanto de onda como de partícula. Es decir, pueden comportarse como ondas con características de frecuencia y longitud de onda, y como partículas con características de masa y posición puntual. Este concepto fue desarrollado inicialmente por Louis de Broglie y posteriormente confirmado experimentalmente con fenómenos como la difracción de electrones y la interferencia de fotones.
Principio de la incertidumbre de Heisenberg
Formulado por Werner Heisenberg, este principio establece que es imposible conocer con precisión simultáneamente la posición y el momento (o velocidad) de una partícula subatómica. Cuanto más se conoce sobre la posición de una partícula, menos se sabe sobre su momento y viceversa. Esta limitación fundamental en la medición de variables conjugadas es una consecuencia directa de la naturaleza dual onda-partícula y tiene importantes implicaciones en la física cuántica.
Ecuación de Schrödinger
Desarrollada por Erwin Schrödinger, esta ecuación describe cómo evoluciona la función de onda de un sistema cuántico en el tiempo. La función de onda contiene toda la información necesaria para calcular las probabilidades de encontrar una partícula en diferentes estados cuánticos. La ecuación de Schrödinger es fundamental para la comprensión y predicción del comportamiento de sistemas cuánticos, como átomos y moléculas.
El modelo de Bohr abordó tres fenómenos importantes en la física atómica:
Cuerpo Negro
Niels Bohr contribuyó al entendimiento del cuerpo negro, un objeto teórico que absorbe toda la radiación electromagnética que incide sobre él. Utilizando los principios de la teoría cuántica, Bohr ayudó a explicar la distribución de la energía radiante emitida por un cuerpo negro a diferentes temperaturas, lo que condujo al desarrollo de la mecánica cuántica.
Efecto Fotoeléctrico
El modelo de Bohr también explicó el efecto fotoeléctrico, un fenómeno donde los electrones son expulsados de un material cuando es iluminado con luz de cierta frecuencia. Bohr propuso que la energía de la luz se transfiera a los electrones en paquetes discretos llamados «fotones», lo que explicaba por qué solo ciertas frecuencias de luz pueden liberar electrones de un material.
Espectros Atómicos
Bohr desarrolló su modelo para explicar los espectros atómicos, que son patrones de líneas espectrales observadas cuando un gas se calienta o se excita eléctricamente. Estos espectros consisten en líneas brillantes o oscuras en diferentes partes del espectro electromagnético. Bohr postuló que estos espectros se debían a los saltos cuantizados de los electrones entre diferentes niveles de energía en el átomo.
Dimitri Mendeléiev (1869) propuso ordenar los elementos en orden creciente de la masa atómica. La tabla de Mendeléiev contenía errores en algunos grupos, y no fue hasta 1913 cuando el inglés Henry Moseley propone ordenar los elementos según su número atómico. El sistema periódico actual está organizado según el número atómico y está compuesto por 7 periodos y 18 grupos. Los elementos que están en el mismo grupo tienen propiedades físico-cuánticas similares.
Carga nuclear efectiva: z*=z-a, la carga nuclear a lo largo de un periodo aumenta 1 unidad más. Apantallamiento: consiste en la repulsión entre los electrones que disminuye la atracción del núcleo y condiciona al estado del electrón en el átomo.
Propiedades periódicas:
1) Radio atómico: mitad de la distancia entre 2 átomos que están juntos. En un periodo de izquierda a derecha hay menor radio porque aumenta la carga nuclear efectiva y en un grupo de menos a más radio conforme se baja de columna porque aumenta el número de niveles.
2) Energía de ionización: mínima energía necesaria para que en un átomo neutro de elemento x ceda un electrón de su nivel externo. En un periodo va aumentando la energía de ionización y en un grupo va disminuyendo la energía de ionización.
3) Afinidad electrónica: energía intercambiada en el proceso por el que un átomo neutro recibe un electrón y se transforma en un ion mono negativo. En un periodo va de menos a más afinidad electrónica y en un grupo va de más a menos afinidad electrónica.
4) Electronegatividad: tendencia relativa de sus átomos para atraer los electrones de otros átomos con los que están enlazados. En un periodo aumenta y en un grupo disminuye.
