Evolución de los modelos atómicos

EL ÁTOMO A TRAVÉS DE LA HISTORIA

Las primeras teorías atomistas
¿Qué ocurriría si dividiéramos un trozo de materia muchas veces? ¿Llegaríamos hasta una parte indivisible o podríamos seguir dividiendo sin parar?

Los filósofos de la Antigua Grecia discutieron bastante sobre este tema. El problema es que estos filósofos no utilizaban ni la medición ni la experimentación para llegar a conclusiones, por tanto, no seguían las fases del método  científico.

De esta forma, se establecieron dos teorías: atomista y continuista, que se basaban en la existencia de partes indivisibles o en que siempre se podía seguir dividiendo.

Leucipo

En el siglo V. a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo, un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de materia con el nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”.

Demócrito

Los atomistas pensaban que:
- Todo está hecho de átomos, si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos.
- las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos.
- los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.

Aristóteles

Aristóteles rechazó la teoría atomista y estableció que la materia estaba formada por cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego, esta teoría se llamó continuista. Gracias al prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad durante más de 2000 años.


Los continuistas pensaban que:
- Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia.
- Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no existen
- Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los cuatro elementos básicos: agua, aire, tierra y fuego.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
En 1808, John Dalton  publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito pero basándose en una serie de experiencias científicas de laboratorio.

Los símbolos de Dalton: para  Dalton, cada elemento está formado una clase de átomos, distinto en sus propiedades a los átomos de los demás elementos y, justamente, es esta distinción lo que separa un elemento de otro y los hace diferentes.
Así, asignó a cada elemento conocido un símbolo distinto, su símbolo químico que con posterioridad ha ido cambiando hasta llegar a los modernos símbolos químicos actuales.


La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados:
1.- La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.

2.- Los átomos de un mismo elemento químico son todos iguales entre sí y diferentes a los átomos de los demás elementos.
Todos los átomos del elemento Hidrógeno son iguales entre sí en todas las propiedades: masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás elementos.


Todos los átomos del elemento Oxígeno son iguales entre sí en todas las propiedades: masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás elementos.

3.- Los compuestos se forman al unirse los átomos de dos o más elementos en proporciones constantes y sencillas.
Todas las moléculas del compuesto Agua son iguales entre sí y están formadas por la unión de 2 átomos del elemento Hidrógeno y 1 átomo del elemento Oxigeno.


Todas las moléculas del compuesto Agua oxigenada son iguales entre sí y están formadas por la unión de 2 átomos del elemento Hidrógeno y 2 átomos del elemento Oxigeno.

4.- En las reacciones químicas los átomos se intercambian; pero, ninguno de ellos desaparece ni se transforma.

En esta reacción química los átomos de hidrógeno y los átomos de Oxígeno son iguales al principio y al final. Solo cambia la forma en que se unen entre sí, el Hidrógeno y el Oxigeno serían los reactivos y el Agua seria el producto que se obtiene.

Fenómenos eléctricos
Algunos fenómenos de electrización pusieron de manifiesto la naturaleza eléctrica de la materia.

Para explicar estos fenómenos, los científicos idearon un modelo según el cual los fenómenos eléctricos son debidos a una propiedad de la materia llamada carga eléctrica.
Las propiedades de los cuerpos eléctricos se deben a la existencia de dos tipos de cargas: positiva y negativa.
Dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen.


En general, la materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga. Si adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo que de otro.

El átomo es divisible
A comienzos del siglo XIX se presentaba la siguiente situación:

- Dalton había demostrado que la materia estaba formada por átomos.
- Existían experiencias de fenómenos eléctricos que demostraban que la materia podía ganar o perder cagas eléctricas.

Por tanto, esas cagas eléctricas debían de estar de alguna forma en el interior de los átomos. Si esto era cierto, la teoría de Dalton era errónea, ya que decía que los átomos eran indivisibles e inalterables.

Debido a que no podían verse los átomos, se realizaron experimentos con tubos de descarga o tubos de rayos catódicos y así, de esta manera, se observaron algunos hechos que permitieron descubrir las partículas subatómicas del interior del átomo.

Los tubos de rayos catódicos eran tubos de vidrio que contenían un gas a muy baja presión y un polo positivo (ánodo) y otro negativo (cátodo) por donde se hacía pasar una corriente eléctrica con un elevado voltaje.

El descubrimiento del electrón
Es la primera partícula subatómica que se detecta.

El físico J. J. Thomson realizó experiencias en tubos de descarga de gases. Observó que se emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el positivo, los llamó rayos catódicos.

Al estudiar las partículas que formaban estos rayos se observó que eran las mismas siempre, cualquiera que fuese el gas del interior del tubo. Por tanto, en el interior de estos los átomos existían una o más partículas con carga negativa llamadas electrones.

Descubrimiento del protón
En 1886, el físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos, recibieron el nombre de rayos canales.

El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y no del electrodo positivo. Estos rayos positivos o iones positivos de originan cuando los rayos catódicos desplazan electrones de los átomos del gas residual en el tubo.

Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.

El descubrimiento del neutrón
Mediante diversos experimentos se comprobó que la masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, el físico E. Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partícula subatómica en el interior de los átomos.

Estas partículas se descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener carga eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento.

Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.

MODELO DE THOMSON
Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico J. J. Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin. Este modelo de pudin de pasas de Thomson era bastante razonable y fue aceptado durante varios años, ya que explicaba varios fenómenos, por ejemplo los rayos catódicos y los canales.

El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los siguientes fenómenos:

La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el responsable de su carga negativa o positiva.

La formación de iones: un ion es un átomo que ha ganado o perdido uno o más electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número de protones es fijo siempre para cada átomo.

Si un átomo pierde uno ó más electrones adquiere carga neta positiva (catión) y si gana uno ó más electrones adquiere carga neta negativa (anión).

Experimento de Rutherford
En 1911, E. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas), procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad. El experimento permitió observar el siguiente comportamiento en las partículas lanzadas:

La mayor parte de ellas atravesaron la lámina sin cambiar de dirección, como era de esperar. Algunas se desviaron considerablemente, unas pocas partículas rebotaron hacia la fuente de emisión.

El comportamiento de las partículas no podía ser explicado con el modelo de Thomson, así que Rutherford lo abandonó y sugirió otro basado en el átomo nuclear.

De acuerdo con el Modelo de Thomson, en el cual la carga positiva de cada átomo está distribuida de forma homogénea, las partículas positivas que atraviesan la lámina no deberían ser apreciablemente desviadas de su trayectoria inicial. Evidentemente, esto no ocurría. En el Modelo de Rutherford la carga positiva está concentrada en un núcleo central, de manera que las partículas positivas que pasan muy cerca de él, se desvían bastante de su trayectoria inicial y sólo aquellas pocas que chocan directamente con el núcleo regresan en la dirección de la que proceden.

Arriba: Resultados esperados: Las partículas alfa pasando a través del modelo del pudding con pasas sin verse alteradas.
Abajo: Resultados observados: Una pequeña parte de las partículas eran desviadas, demostrando la existencia de un minúsculo volumen de carga positiva

MODELO DE RUTHERFORD

El modelo de Rutherford establece que:

El átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y neutrones. Además presenta una zona externa o corteza donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo, (realmente, las partículas el núcleo (protones y neutrones) se descubrieron después de que Rutherford estableciera su modelo. El experimento de Rutherford sólo informaba de un núcleo pequeño y positivo, no aclaraba nada más).

La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones de la corteza.

El átomo estaba formado por un espacio fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que giran a gran velocidad alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño.

Guía de lectura
1.- ¿Cuáles eran los cuatro elementos en que creían los continuistas?
2.- ¿Quiénes fueron los precursores de la Teoría Atomista?
3.- ¿Qué diferencias existen entre la Teoría Atomista y Teoría Continuista?
4.- ¿A qué se deben los fenómenos eléctricos?
5.- ¿Cómo se descubre el electrón?
6.- ¿Cómo se descubre el protón?
7.- ¿Qué carga tienen las partículas elementales?
8.- ¿En qué consiste el Modelo de Thomson?
9.- ¿En qué consiste el Modelo de Rutherford?
10.- ¿Por qué el experimento de Rutherford hace cambiar el modelo del átomo?

MODELO ATÓMICO DE BOHR
El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados (ver abajo). Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.


Los principales postulados de Bohr se pueden expresar así:

•    Los electrones no poseen cualquier cantidad de energía sino valores determinados (cierto número de cuantos).

•    Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo positivo en determinas órbitas circulares, denominadas niveles o estados de energía.

•    Mientras los electrones se encuentran en dichos niveles no emiten energía, por lo cual se denominan niveles o estados estacionarios.

•    Cuando el electrón gira en la órbita más próxima al núcleo se encuentra en su estado más estable (estado fundamental).

•    Cuando un salta de un nivel a otro inferior pierde un cuanto de energía, emitiendo una radiación luminosa característica. Por el contrario, cuando salta a un nivel superior absorbe un cuanto de energía que recibe del exterior (calor, luz, electricidad).

•    Los electrones sólo pueden variar de energía pasando de un nivel a otro en forma brusca e instantánea y no por una transición gradual, porque ello se debe a la emisión o absorción de cuantos de energía.

•    Los niveles de energía se identifican con números naturales, denominados números cánticos principales (n). Al nivel de menor energía (más próximo al núcleo) se le asigna el número 1, siguiendo con el 2 para el siguiente y así sucesivamente hasta llegar a 7.

La expresión niveles de energía es sinónimo de los términos órbita o capa, que se utilizaban en los primeros modelos. Las órbitas o capas también se identifican con las letras K, L, M, N, O, P y Q.


•    El número de electrones para cada nivel energético no pude ser superior a 2n2. Así, para el primer nivel (n= 1) resulta 2(1)2= 2; para el segundo nivel (n= 2) 2(2)2= 8, etcétera.

•    La diferencia de energía entre los niveles va siendo cada vez menor a medida que se alejan del núcleo. Por lo tanto, los niveles están más próximos entre sí a medida que aumenta el valor de n.

MODELO ATÓMICO MECANO CUÁNTICO
Esta nueva Teoría Atómica, conocida como “Teoría Mecano cuántica” se basa en los postulados de tres científicos: Louis de Broglie, Werner Heisenberg, Erwin Schrödinger.

Louis de Broglie
En el año 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda.
En el 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama “Principio de Incertidumbre”.
Posterior a los postulados de De Broglie, los científicos se comenzaron a hacer las siguientes preguntas: ¿Cómo es posible que el electrón sea tanto partícula como onda? Y ¿Qué tiene que ver esta dualidad onda-partícula con los electrones de los átomos? Preguntas que posteriormente fueron respondidas por Heisenberg con su Principio.

Principio de Heisenberg
El principio de Heisenberg o principio de incertidumbre, establece que es imposible determinar de manera simultánea la posición de un electrón en un átomo y su energía con cierto grado de certidumbre si el electrón se describe como una onda.
Cuando se intenta determinar con exactitud la ubicación o la energía del electrón, la otra cantidad es incierta.
En términos más sencillos, si conocemos con precisión donde se encuentra una partícula, no podemos saber con precisión de donde viene o a donde va.

Erwin Schrödinger
En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener una función de onda Ψ (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo.
Según Schrödinger la probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger, queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del núcleo.

Teoría de Schrödinger
La teoría de Schrödinger define la energía del electrón con precisión. Sin embargo, el principio de incertidumbre dice que hay una gran incertidumbre respecto a la posición del electrón. Por lo tanto, solo se puede describir la probabilidad de que el electrón se encuentre en un determinado punto del espacio cuando está en un estado energético dado. La región del espacio en la cual probablemente esté ubicado un electrón con determinada energía, se llama orbital.

Características
•    Con este nuevo modelo ya no se habla de orbitas sino de orbitales.
•    Un orbital atómico es una zona en la que hay mayor probabilidad de encontrar electrones.
•    La energía esta cuantizada.
•    Lo que marca la diferencia entre el modelo atómico de Bohr es que este modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad.
•    Dentro del átomo el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor.
•    El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos.
•    Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución.

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS
Al resolver la ecuación de onda de Schrödinger se introdujeron los llamados números cuánticos. Estos números describen la ubicación y propiedades de los electrones.

Cada uno de los electrones queda caracterizado por cuatro números cuánticos, a saber:

a)    Número cuántico principal (n): corresponde al número de nivel de energía y determina el volumen o tamaño del orbital. Sus valores pueden ser n: 1 (K); n: 2 (L); n: 3 (M); etcétera.

b)    Número cuántico secundario o azimutal (l): establece el subnivel donde se encuentra el electrón e indica la forma del orbital. Sus valores están comprendidos entre 0 y n-1. Así, para n: 1, l: 0, lo cual indica que en el primer nivel hay un solo subnivel; cuando n: 2, l: 0 y 1, entonces en el nivel 2 hay dos subniveles; si n: 3, l: 0, 1 y 2, hay tres subniveles; etcétera.

c)    Número cuántico magnético (m): indica cual es la orientación del orbital en el espacio. Sus valores dependen de los valores de l y van desde -l, hasta +l incluido el cero. Así cuando l: 1 (subnivel p), m: -1, 0, 1.

d)    Número cuántico se spin (s): señala el sentido de rotación del electrón sobre sí mismo. Sus valores pueden ser +1/2 ó -1/2.
Experimentalmente se ha demostrado que la mayoría de las partículas elementales (protón, neutrón, etc.) posee spin ½ como electrón.

Forma y número de orbitales de cada nivel
El concepto de orbital es abstracto, es una función de ondas de la cual deriva una ecuación de probabilidades. Sin embargo, es útil lograr una representación física que sea lo más fiel posible al modelo matemático.

Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. Esto implica que la probabilidad de encontrar al electrón es igual en todas las direcciones a partir del núcleo y sólo depende de la distancia del mismo. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.

El núcleo del átomo está en el centro de la esfera,, en la intersección de los ejes s, y, z). En cada subnivel s hay un solo orbital s.

Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z. La probabilidad de encontrar al electrón no sólo depende de la distancia al núcleo, sino también de la dirección que se sigue. En cada subnivel p hay tres orbitales p que suelen llamarse px, py, pz, los cuales son perpendiculares entre sí y se hallan orientados hacia los tres ejes x, y, z de un sistema cuyo origen está en el núcleo.

Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)

Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).


Fuente:
Modelos atómicos. Información de estructura atómica.
El átomo y los modelos atómicos.http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/impresos/quincena5.pdf
Wikipedia.

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