Evolución del Modelo Atómico: De la Antigua Grecia a la Mecánica Cuántica

El Átomo: Orígenes y Primeras Teorías

Los Griegos: Demócrito y Leucipo

En la antigua Grecia, Demócrito y Leucipo propusieron que todo lo que nos rodea está conformado por la misma sustancia básica: una partícula indivisible llamada átomo.

John Dalton (1808)

Dalton definió el átomo como una partícula sólida, esférica e indivisible que forma compuestos. Sus postulados principales fueron:

• La materia está formada por partículas pequeñas e indivisibles.
• Los átomos del mismo elemento tienen igual forma y tamaño; son idénticos entre sí.
• Átomos de diferentes elementos tienen distinta forma, así como diferentes propiedades físicas y químicas.
• Los compuestos se obtienen mediante la combinación de elementos.
• Las reacciones químicas se producen por la unión de átomos; el elemento no se destruye, solo se transforma.

Descubrimientos del Siglo XIX y XX

Thomson y los Rayos Catódicos (1897)

Joseph John Thomson propuso en 1897 que el átomo es una materia homogénea cargada positivamente con electrones (e-) incrustados, los cuales se encuentran en reposo.

Cronología de las partículas subatómicas:

• Electrones (e-): Thomson (1897).
• Neutrones (n): James Chadwick (1932).
• Protones (p+): Rutherford (1918).

Radiactividad

En 1896, Henri Becquerel descubrió que algunos elementos presentan fluorescencia. Posteriormente, Marie Curie acuñó el nombre de radiactividad, definiéndola como la capacidad de algunos elementos de emitir radiaciones. La radiación se entiende como la propagación de energía electromagnética.

Ernest Rutherford

Hacia 1900, Rutherford, junto con otros científicos, identificó las radiaciones Alfa (+), Beta (-) y Neutra. Propuso que los protones se encuentran en un núcleo, mientras que las órbitas de los electrones no están bien definidas. Descubrió que el núcleo atómico es mucho más pesado que los electrones, y que estos últimos se encuentran en la periferia.

Propiedades Atómicas: Z y A

El modelo se refinó con los siguientes conceptos:

• Número Atómico (Z): Indica la cantidad de cargas positivas y negativas, demostrado por Henry Moseley en 1913.
• Número Másico (A): Representa la cantidad de protones y neutrones en el átomo.
• Masa Atómica: Es el peso atómico real, considerando la existencia de isótopos.

Modelos Modernos y Cuánticos

Niels Bohr (1913)

Bohr tomó el modelo de Rutherford y realizó modificaciones basadas en estudios de espectros discontinuos y la constante de Planck:

• El átomo posee un número determinado de orbitales estables donde la energía se desplaza sin emitir ni absorber energía (niveles K, L, M, N, O, P, Q o 1-7).
• Para que un electrón cambie de orbital, es necesario excitarlo.
• El electrón se mueve de forma circular, siguiendo la fórmula 2(n)².

Modelo Mecánico-Cuántico (1924)

Este modelo incluye correcciones de Arnold Sommerfeld y Louis de Broglie. En 1924, De Broglie postuló que el electrón tiene propiedades ondulatorias y de partícula; la longitud de onda del electrón es igual a la constante de Planck. Por su parte, Werner Heisenberg introdujo el Principio de Incertidumbre. Se determinó que existen órbitas elípticas y líneas tenues llamadas subniveles (s, p, d, f, g, h).

Modelo Probabilístico (1926)

Explica con mayor precisión el principio de incertidumbre y la constante de Planck. Erwin Schrödinger estudió la probabilidad de encontrar un electrón en el átomo. Aquí, los orbitales no están definidos como en un modelo planetario, sino que se rigen por la mecánica cuántica.

Números Cuánticos y Configuración Electrónica

Existen cuatro números cuánticos: dos describen los orbitales y dos describen la posición y movimiento del electrón:

1. Principal (n): Indica el número de orbitales o niveles de energía.
2. Azimutal (L): Indica la cantidad de subniveles, determinado por el número cuántico principal.
3. Magnético (ml): Relaciona la posible orientación del electrón (+1, 0, -1).
4. Spin (ms): Indica el sentido del giro del electrón (valores de +1/2 y -1/2).

Configuración Electrónica

Para organizar los electrones se siguen estos principios:

• Principio de Exclusión de Pauli: Basado en el número de spin; cada nivel puede albergar 2 electrones con espines opuestos.
• Máxima Multiplicidad (Regla de Hund): Los electrones deben ocupar los orbitales uno a uno; los niveles deben quedar llenos o semillenos antes de completar los pares.
• Energía Relativa: Los electrones deben ubicarse en los niveles de menor a mayor energía disponible.