Evolución de los Modelos Atómicos: Descubrimientos y Limitaciones Clave

Modelos Atómicos: Un Recorrido Histórico

Dalton: El Primer Modelo Atómico (1803)

La teoría de Dalton, planteada en 1803, estableció las bases de la química moderna. Sus características principales son:

• Los elementos están formados por partículas pequeñas llamadas átomos.
• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales.
• Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento.
• Una reacción química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos.

Fallas del Modelo de Dalton:

Su error fue afirmar que la materia no podía estar formada por partículas más pequeñas que los átomos, lo cual fue refutado por descubrimientos posteriores.

Thomson: El Modelo del Pudín de Pasas

Thomson propuso que un modelo atómico era una esfera cargada positivamente con partículas más pequeñas incrustadas, con carga negativa (electrones), que podían salir de los átomos o llegar a ellos.

Fallas del Modelo de Thomson:

La visualización del átomo no era precisa. Se creía que había miles de electrones en un átomo, pero investigaciones posteriores demostraron lo contrario.

Rutherford: El Modelo Planetario

Rutherford determinó que el átomo tiene un núcleo en el que están centradas las cargas positivas (protones) y casi toda la masa.

Características del Modelo de Rutherford:

• Los electrones fuera del núcleo compensan la carga positiva de los protones.
• Tiene igual cantidad de protones como electrones.
• Los electrones giran a gran velocidad alrededor del núcleo.

Fallas del Modelo de Rutherford:

La falla de este modelo es que toda partícula eléctrica separada de su posición de equilibrio vibra con una frecuencia determinada, originando una emisión de una onda electromagnética. Esa vibración disminuye cuando pierde energía, quedando en estado de reposo, por lo que la fuerza centrífuga se anula, ocasionando un choque entre el electrón y el núcleo. Esto implicaba la inestabilidad del átomo, lo cual no se observa en la realidad.

Bohr: Los Niveles Cuánticos de Energía

Bohr establece que el electrón solo puede girar alrededor del núcleo en órbitas circulares (niveles cuánticos). Cualquiera que sea la órbita del electrón, este no emite ni absorbe energía. Estas órbitas fueron inicialmente consideradas como un estado estacionario, pero como cada órbita corresponde a una energía determinada, se toman como niveles de energía del electrón. Si un electrón se desplaza de una órbita a otra, emite o absorbe energía en cantidades discretas (cuantos).

Fallas del Modelo de Bohr:

Explicó adecuadamente el átomo de hidrógeno, pero falla al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico. Sus postulados tenían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y cuántica.

El Átomo Actual: Modelo Cuántico

Los conocimientos actuales que mantienen su veracidad sobre el átomo son los siguientes:

• Tiene un núcleo atómico.
• Los estados estacionarios en los cuales se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.
• La dualidad onda-partícula de la materia (los electrones se comportan como ondas y partículas).
• La probabilidad de una ubicación (no la certeza) en cuanto a la posición, movimiento y energía de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso de la luz de baja frecuencia (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).