Evolución del Modelo Atómico: Desde los Rayos Catódicos hasta los Enlaces Químicos

Descubrimiento de las Partículas Subatómicas: Pioneros de la Estructura Atómica

Contribuciones Clave de los Científicos

• Geissler: Utilizó un tubo de vidrio con dos electrodos. Observó fluorescencia, indicando el choque de radiación invisible.
• W. Crookes: Mejoró el tubo de Geissler. Observó una coloración verdosa causada por la radiación que emanaba del cátodo.
• E. Goldstein: Denominó a estas emisiones rayos catódicos, formados por partículas negativas que se propagaban hacia el ánodo.
• G. Stoney: Bautizó a estas partículas como electrones.
• J.J. Thomson: Relacionó la carga y la masa (e/m) de los electrones.
• R. A. Millikan: Obtuvo el valor de la carga eléctrica del electrón (experimento de la gota de aceite).

Descubrimiento de los Protones

• E. Goldstein: Utilizó un tubo con perforaciones en el cátodo. Observó que algunos rayos atravesaban los agujeros y los llamó rayos canales. Estas partículas eran positivas, pero su masa y carga dependían del gas utilizado.
• E. Rutherford: Utilizó hidrógeno (H) y denominó a las partículas positivas fundamentales protones.

Modelo Atómico de Rutherford: El Núcleo

Rutherford llevó a cabo el famoso experimento de la lámina de oro.

Bombardeó una lámina delgada de oro con partículas alfa (α).

Observó que la mayoría de las partículas α atravesaban la lámina, pero algunas se desviaban significativamente y otras rebotaban.

Conclusiones del Experimento de la Lámina de Oro

• Supuso que la materia es casi completamente hueca (vacío).
• Las partículas α rebotan debido a las repulsiones electrostáticas que sufren al pasar cerca de cargas positivas concentradas.
• Postuló la existencia de un núcleo central, denso y positivo.
• Sugirió que los electrones deben moverse alrededor del núcleo en órbitas.

Limitaciones del Modelo de Rutherford

El modelo de Rutherford presentaba dos grandes limitaciones:

• Según la teoría electromagnética clásica, los electrones en órbita deberían emitir energía continuamente debido a su aceleración. Tras un tiempo, perderían energía cinética y se precipitarían en espiral hacia el núcleo, lo cual no ocurre en la realidad.
• No era capaz de explicar las bandas discretas de los espectros atómicos (solo predecía un espectro continuo).

Por estas razones, el modelo era energéticamente continuo e inestable.

Modelo Atómico de Bohr: Cuantización de la Energía

Bohr introdujo el concepto de niveles energéticos (cuantización).

Postuló que los electrones solo pueden encontrarse en órbitas específicas (niveles) donde mantienen una energía fija y determinada.

Para explicar los espectros atómicos, supuso que los electrones pueden pasar de un nivel energético a otro mediante la absorción o emisión de energía (fotones).

Estado Fundamental y Estado Excitado

• Estado Fundamental: Los electrones ocupan los niveles de menor energía disponibles.
• Estado Excitado: Se produce si uno o más electrones absorben energía para saltar a un nivel superior.

Tipos de Enlaces Químicos y Propiedades

Enlace Iónico

Se forma entre un metal y un no metal. El metal cede electrones al no metal, resultando en iones con cargas opuestas que se atraen fuertemente.

El compuesto resultante se organiza en una red cristalina.

Propiedades de los Compuestos Iónicos:

• Son sólidos y duros.
• Generalmente solubles en disolventes polares (como el agua).
• No son conductores de electricidad en estado sólido (solo fundidos o disueltos).

Enlace Covalente

Se forma entre un no metal y otro no metal. Los átomos comparten electrones para conseguir la capa de valencia completa.

Compuestos Moleculares (Formados por Enlaces Covalentes)

Cuando los enlaces covalentes forman moléculas discretas, estas presentan las siguientes propiedades:

• Sus temperaturas de fusión y ebullición no son muy elevadas.
• Son solubles en disolventes orgánicos.
• No son conductores de electricidad.