Evolución de los Modelos Atómicos

Modelo de Dalton (1808)

Dalton formuló una hipótesis sobre la naturaleza de la materia mediante los siguientes postulados:

1. Los elementos químicos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos, que no pueden ser creados ni destruidos.
2. Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí.
3. Los compuestos químicos están formados por dos o más átomos de elementos diferentes.
4. En un compuesto químico, los átomos se encuentran en una relación de números enteros simples.
5. Una reacción química es solamente una unión, separación o reordenación de átomos.

Dalton no intentó describir la estructura o composición interna del átomo.

Modelo de Thomson (1895)

Thomson, experimentando con tubos de descarga, observó:

1. Del cátodo emergen partículas con carga negativa que se propagan en línea recta.
2. Estas partículas, al chocar con una pantalla de sulfuro de zinc, producen fluorescencia.
3. El cuociente entre la carga y la masa de esta partícula negativa es -1.76·10⁸ C/g.

Thomson propuso que el átomo es una partícula esférica compacta positiva con partículas negativas incrustadas. Este modelo no explica la formación de enlaces químicos ni las reacciones de óxido-reducción, entre otras cosas.

Descubrimientos Adicionales (1896-1909)

• Goldstein (1896): Descubrió los rayos canales, que posteriormente se identificaron como protones u otras partículas positivas.
• Roentgen (1896): Descubrió los rayos X.
• Becquerel (1896): Descubrió la radiactividad (término acuñado por Marie Curie). Marie Curie descubrió el radio (Ra) y el polonio (Po). El decaimiento radiactivo produce rayos alfa, beta y gamma.
• Millikan (1909): Determinó experimentalmente la carga del electrón: -1.6·10^-19 C.

Modelo de Rutherford (1911)

Rutherford, a través de su experimento de dispersión de partículas alfa, planteó:

1. Los átomos no son compactos.
2. La masa del átomo se concentra en el núcleo.
3. La carga positiva del átomo también se concentra en el núcleo.

Definición de Átomo (Rutherford)

El átomo es una partícula formada por protones en el núcleo y electrones que describen órbitas circulares. Rutherford sospechaba de la existencia de otra partícula en el núcleo. Este modelo no explica la estabilidad del átomo ni los espectros de emisión/absorción.

Modelo de Bohr (1912)

Bohr propuso ecuaciones para determinar la frecuencia, longitud de onda y energía de las líneas del espectro del hidrógeno, basándose en la teoría de Planck y Einstein. Su modelo, similar al de Rutherford, incluye tres postulados:

1. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no emite ni absorbe energía (estado estacionario).
2. Cada órbita tiene una energía específica. La transición entre órbitas implica emisión o absorción de energía.
3. Las órbitas permitidas son aquellas en las que el momento angular es un múltiplo entero de nh/2π.

Bohr determinó la energía de un electrón en una órbita del átomo de hidrógeno: E = -13.6/n² eV = 2.18·10^-18/n² J, y el radio de la órbita: R = 0.53·10^-10n² m. También calculó la velocidad del electrón en cada órbita. Este modelo funciona bien para sistemas con un solo electrón, pero no para átomos polielectrónicos. No explica el espectro del hidrógeno bajo un campo magnético ni considera el comportamiento ondulatorio del electrón.

Modelo de De Broglie y Schrödinger (1924-1926)

• De Broglie (1924): Propuso el comportamiento ondulatorio del electrón.
• Schrödinger (1926): Formuló una ecuación que describe el comportamiento y energía del electrón, incorporando su naturaleza dual (onda-partícula). La probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio es proporcional a ψ² (función de onda).

Orbital Atómico

El orbital atómico es la función de onda del electrón. Describe la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio (ψ²). Para describir la distribución de electrones se usan los números cuánticos:

• n: Número cuántico principal (energía y distancia del electrón al núcleo).
• l: Número cuántico secundario (energía y tipo de orbital).
• m: Número cuántico magnético (orientación del orbital en el espacio).
• s: Spin del electrón (giro del electrón).