Evolución de los Modelos Atómicos y Fundamentos de la Estructura Cuántica

Orígenes y Primeros Modelos Atómicos

En el 420 a.C., se suponía que la materia era un continuo de masa compacta que podía transformarse adquiriendo distintas propiedades. Demócrito sostuvo la idea de la partícula componente de la materia: pequeña, única, maciza e indivisible. Por eso la llamó átomo (que significa «sin partes»).

Modelos Científicos: Interpretación de la Realidad

Los modelos científicos son una interpretación de la realidad sustentada por la experiencia y avalada por la comunidad científica. Son, por naturaleza, provisorios.

El Átomo Indivisible (Demócrito, 420 a.C.)

• Esférico
• Idéntico
• Macizo
• Indivisible
• Invisible

Desarrollo Histórico y Descubrimiento de Partículas

1810: John Dalton

Observa ciertas regularidades en las propiedades de las sustancias puras que se conocían. Esto lo lleva a establecer la primera clasificación y definición de elemento químico.

1830: Michael Faraday

Construyó una cuba eléctrica y comprobó la existencia de cargas eléctricas.

1870: Experimentación con Gases

Se experimenta con gases a baja presión, lo que lleva al descubrimiento de las cargas positivas y negativas.

1875: J.J. Thompson

Propone un nuevo modelo, conocido como el modelo del «budín de pasas», donde la masa es positiva (+) y los electrones son negativos (-).

Siglo XIX: Tubo de Rayos Catódicos

Gracias al desarrollo del vidrio, se crea el tubo de rayos catódicos. Cuando se conectan dos electrodos en las puntas y se extrae el aire del interior, se observa que la corriente comienza a circular. El color de su brillo depende del gas que se coloque en el tubo.

Propiedades de las Partículas Subatómicas

• El electrón (e⁻) tiene carga negativa y una masa muy baja: 9 x 10⁻²⁸ g.
• El protón (p⁺) tiene carga positiva y una masa de 1.66 x 10⁻²⁴ g.

Radioactividad y Radiaciones

En 1896, Pierre y Marie Curie descubren la radiactividad, la emisión de energía sin necesidad de luz. Descubrieron elementos como el polonio, el radio, el uranio y el plutonio, y posteriormente 40 más.

La radiación se clasifica en:

• Rayos Alfa (α): Partículas positivas (p⁺) que se mueven a 3.000 km/s. Atraviesan láminas de una milésima de mm.
• Rayos Beta (β): Electrones negativos (e⁻) que se mueven a la mitad de la velocidad de la luz. Atraviesan láminas de 1/2 mm.
• Rayos Gamma (γ): Son radiaciones que se mueven a la velocidad de la luz (300.000 km/s). Atraviesan hasta un metro de aluminio.

Estabilidad Nuclear:

• Núcleo inestable: Mayor Número Másico (A), menor Número Atómico (Z).
• Núcleo estable: Menor Número Másico (A), igual Número Atómico (Z).

El Modelo Nuclear de Rutherford y el Descubrimiento del Neutrón

En 1910, Ernest Rutherford intentaba dar una ubicación a las nuevas partes del átomo. Sus conclusiones experimentales fueron:

1. El átomo tiene grandes espacios vacíos; la mayoría de las partículas atraviesa las láminas sin desviarse.
2. Algunas partículas se desvían en ángulos de 180°; esto indica la existencia de una zona de concentración de carga positiva.
3. Escasas partículas rebotan y retroceden sobre su trayectoria.

Rutherford no pudo precisar la posición de los electrones.

El Modelo Atómico de 1932

En 1932 se descubre el neutrón y se propone un modelo con las siguientes características:

• El núcleo contiene protones.
• Todos los núcleos, excepto el del Hidrógeno (H), contienen una cantidad variable de neutrones.

Número Atómico (Z)

Valor que define la identidad del elemento y sus isótopos (igual a la cantidad de protones).

Número Másico (A)

Suma de la cantidad de protones y neutrones que tiene el núcleo.

Modelo Atómico Moderno y la Cuantificación

El Modelo Atómico Moderno propone órbitas de distintas formas (no solo circulares), sino en todos los planos y multiplicadas para destinar una a cada electrón (s, p, d, f). Se estableció que cada nivel cuenta con un número de subniveles donde los electrones tienen distintas energías. Así como cada nivel tiene un máximo de electrones, también cada subnivel tiene un límite de electrones.

Los Cuatro Números Cuánticos que Definen a un Electrón

Número Cuántico Principal (n)

Indica el nivel de energía y, por lo tanto, el volumen o tamaño del orbital. Se define con un número entero entre 1 y 7:

1 ≤ n ≤ 7

Número Cuántico Secundario o Azimutal (l)

Establece el subnivel y la forma geométrica del orbital. Toma valores desde 0 hasta n-1.

• n = 1 → l = 0
• n = 2 → l = 0, 1
• n = 3 → l = 0, 1, 2
• n = 4 → l = 0, 1, 2, 3

Número Cuántico Magnético (m)

Indica la orientación en el espacio del orbital. Toma valores desde -l hasta +l.

• n = 1 / l = 0 / m = 0
• n = 2 / l = 0, 1 / m = -1, 0, 1
• n = 3 / l = 0, 1, 2 / m = -2, -1, 0, 1, 2
• n = 4 / l = 0, 1, 2, 3 / m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Número Cuántico de Spin (s)

Indica el sentido de rotación del electrón:

• -1/2 (←)
• +1/2 (→)