Evolución del Modelo Atómico: De Thomson a la Mecánica Cuántica

Primeros Modelos Atómicos y Descubrimientos

El descubrimiento del electrón: J.J. Thomson (1897)

En 1897, analizando los rayos catódicos que se generaban en un tubo de descargas modificado, J.J. Thomson descubrió el electrón. Más tarde, de forma similar, identificó el protón. Utilizando estos rayos en presencia de campos eléctricos y magnéticos, Thomson determinó la relación carga/masa de los electrones y protones. A raíz de sus descubrimientos, propuso un modelo atómico en el que el átomo estaba formado por protones y electrones en igual número. Sin embargo, al tener los protones una masa muy superior a la de los electrones, estos últimos actuarían como aglomerantes en una masa positiva, lo que se conoce como el modelo del pastel con pasas.

La carga del electrón: Robert Millikan

Robert Millikan utilizó partículas atomizadas y cargadas en su famoso experimento de la cámara de gotas de aceite, lo que le permitió determinar la carga elemental del electrón. Una vez conocida la carga y la relación carga/masa, determinó con precisión la masa del electrón y del protón.

• Carga elemental (e): 1,6 × 10^-19 C
• Masa del electrón: 9,11 × 10^-31 kg
• Masa del protón: 1,67 × 10^-27 kg

El modelo nuclear: Ernest Rutherford

Ernest Rutherford investigó la estructura atómica bombardeando una finísima lámina de oro con partículas alfa.

Experimento y observaciones

• La mayoría de las partículas alfa pasaban a través de la lámina sin desviarse.
• Algunas sufrían pequeñas desviaciones.
• Unas pocas partículas sufrían una desviación considerable, llegando incluso a rebotar.

Basado en esto, pensó que el átomo estaba constituido por un núcleo central (donde se concentraba casi toda la masa y la carga positiva) y, a su alrededor, giraban los electrones. Este fue el primer modelo atómico nuclear.

Limitaciones del modelo de Rutherford

• Según las leyes de la física clásica, toda partícula cargada que gira (como un electrón) emite radiación electromagnética, perdiendo energía. Esto provocaría que el electrón cayera en espiral hasta precipitarse sobre el núcleo, haciendo el átomo inestable.
• No fue capaz de justificar los espectros atómicos de emisión y absorción.

Inicios de la Mecánica Cuántica

La Teoría Cuántica de Planck

La mecánica cuántica se inicia con la teoría de Max Planck. Propuso que la energía se emite o absorbe en paquetes discretos llamados cuantos (o fotones para la radiación electromagnética).

• Fotón: Es un cuanto de radiación electromagnética o un cuanto de energía. No tiene masa en reposo y su energía depende de su frecuencia (a mayor frecuencia, mayor energía).
• Energía de un fotón: Determina la energía de la radiación. E = h·f
• Número de fotones: Determina la intensidad de la radiación.

Constante de Planck (h) = 6,63 × 10^-34 J·s
Relación velocidad-frecuencia: c = λ·f

El Efecto Fotoeléctrico

Este efecto consiste en la emisión de electrones por un material al incidir sobre él radiación electromagnética. La energía del fotón incidente se invierte en extraer el electrón y en proporcionarle energía cinética.

h·f_incidente = h·f₀ + ½mv²

• Trabajo de extracción (W_ext): Energía mínima para arrancar un electrón. W_ext = h·f₀
• Frecuencia umbral (f₀): Frecuencia mínima de la radiación para que se produzca el efecto.

Espectros Atómicos

Los espectros atómicos son las huellas dactilares de los elementos, ya que son únicos para cada uno y permiten diferenciarlos.

• Espectro de absorción: Se produce cuando la luz pasa a través de un gas frío. Aparecen rayas negras que corresponden a la energía que los electrones "roban" para saltar a niveles superiores.
• Espectro de emisión: Se produce cuando un gas excitado emite luz. Aparecen rayas de colores que corresponden a la energía que los electrones ceden al volver a su nivel original. Ocurre al quitar la fuente de excitación.

Fórmula de Rydberg y series espectrales

La longitud de onda de las líneas espectrales del hidrógeno se puede calcular con la fórmula de Rydberg:

1/λ = R (1/n₁² - 1/n₂²)

Donde R = 1,097 × 10⁷ m^-1 (Constante de Rydberg). Según el valor de n₁, se definen diferentes series espectrales:

• n₁=1: Serie de Lyman (UV)
• n₁=2: Serie de Balmer (Visible)
• n₁=3: Serie de Paschen (IR)
• n₁=4: Serie de Brackett (IR)
• n₁=5: Serie de Pfund (IR)

El Modelo Atómico de Bohr

Niels Bohr propuso un modelo para el átomo de hidrógeno que solucionaba algunas de las limitaciones del modelo de Rutherford, introduciendo ideas cuánticas.

El radio de las órbitas permitidas viene dado por: r = a₀·n², donde a₀ = 0,529 Å (radio de Bohr).
Constante de Coulomb (k) = 9 × 10⁹ N·m²/C²

Limitaciones del Modelo de Bohr

• Presentaba complicaciones insuperables cuando se trataba de átomos multielectrónicos.
• No justificaba por qué las órbitas eran estables y por qué los electrones en ellas no emitían energía.
• La idea de órbitas como una trayectoria concreta donde deben encontrarse los electrones sería negada por los principios de la mecánica cuántica posterior.

Principios de la Mecánica Cuántica Moderna

Principio de Dualidad Onda-Corpúsculo de De Broglie

Louis de Broglie propuso que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda, cuya longitud de onda es: λ = h / mv (o h / mc para fotones).

La condición para una órbita estable en el modelo de Bohr es que la longitud de la órbita sea un múltiplo entero de la longitud de onda del electrón: 2πr = n·λ.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Werner Heisenberg afirmó que existe una limitación fundamental en la precisión con la que se pueden determinar simultáneamente la posición (Δx) y la cantidad de movimiento (Δp) de una partícula.

Δx·Δp ≥ h / 2π

El Modelo Atómico Actual: Orbitales y Números Cuánticos

Los Números Cuánticos

Describen el estado de un electrón en un átomo.

• Número cuántico principal (n): Propuesto por Bohr. Define el nivel de energía, la capa o el tamaño del orbital. Toma valores enteros: 1, 2, 3, 4...
• Número cuántico secundario o azimutal (l): Propuesto por Sommerfeld. Describe el número de subniveles en cada nivel de energía y la forma del orbital. Toma valores desde 0 hasta (n-1).
• Número cuántico magnético (m): Explicado por el efecto Zeeman. Describe el número de orbitales de cada tipo que hay en un subnivel y su orientación en el espacio. Toma valores desde -l, pasando por 0, hasta +l.
• Número cuántico de espín (s): Describe el momento magnético intrínseco del electrón (su giro). Toma valores de +1/2 o -1/2.

Definición de Orbital Atómico

Un orbital es una región tridimensional del espacio alrededor del núcleo donde existe una probabilidad igual o superior al 90% de encontrar un electrón. La descripción de un átomo se organiza de la siguiente manera:

• (n) → Define la capa.
• (n, l) → Define el tipo de orbital (subnivel).
• (n, l, m) → Define un orbital específico.
• (n, l, m, s) → Define un electrón específico.

Fórmulas de Calorimetría

• Sin cambio de estado: Q = m·c_e·ΔT (donde Q es calor, m es masa, c_e es calor específico y ΔT es el cambio de temperatura).
• Con cambio de estado: Q = m·L (donde L es el calor latente).