Evolución de los Modelos Atómicos: Un Recorrido Histórico por la Estructura de la Materia

Estructura Atómica

Los griegos llegaron a la idea de que la materia está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos, imposibles de dividir. A principios del siglo XIX, dos científicos concluyeron que toda la materia está formada por átomos. A finales del siglo XIX, dedujeron que los átomos están formados por otras partículas más pequeñas: electrones, protones y neutrones.

Teoría Atómica de Dalton

Dalton agregó a la química el concepto de que la materia es discontinua. Publicó su hipótesis, que incluía los siguientes postulados:

1. La materia está formada por partículas pequeñas e indestructibles llamadas átomos.
2. Las sustancias simples están formadas por átomos simples.
3. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí en su masa, forma y tamaño.
4. Las sustancias compuestas están formadas por átomos compuestos, que se originan de la unión de átomos simples de distintos elementos.
5. Toda reacción química consiste en la unión o separación de átomos.

Rayos Catódicos y el Descubrimiento de los Electrones

Con el estudio de los rayos catódicos se llegó a la conclusión de que:

• Son radiaciones que se propagan en línea recta.
• Están constituidas por partículas materiales.
• Poseen carga eléctrica negativa.

El científico Stoney llamó electrones a las partículas materiales con carga negativa. La masa y la carga eléctrica son idénticas. Por lo tanto, se dedujo que los electrones forman parte de toda clase de materia.

Rayos Canales y el Descubrimiento de los Protones

En otras investigaciones se usó un tubo de descarga con hidrógeno y con un cátodo perforado. Al conectarlo a una fuente de alta tensión, se observó por detrás del cátodo un fino haz de luz, que pasaba por la perforación y fueron llamados rayos canales. Haber comprobado la existencia de partículas materiales dentro del átomo confirmó la divisibilidad del átomo y la naturaleza eléctrica de la materia.

Modelo Atómico de Thomson

En 1898, Thomson propuso lo que se considera el primer modelo atómico. Supone que el átomo es una esfera cargada positivamente, dentro de la cual se encuentran los electrones negativos. El átomo es eléctricamente neutro porque las cargas negativas de los electrones equivalen a las positivas de la esfera.

Modelo Atómico de Rutherford

En 1911, Rutherford, con la finalidad de comprobar la veracidad del modelo de Thomson, investigó la dispersión que experimentaban las partículas alfa al atravesar una lámina muy delgada de oro. Para ello, hizo incidir un haz de partículas alfa provenientes de una sustancia radiactiva contenida en un bloque de plomo sobre una lámina de oro. Los resultados obtenidos en esta experiencia fueron los siguientes:

1. La mayoría de las partículas alfa atravesaron las láminas sin sufrir radiación alguna. Esto permitió deducir que los átomos tienen espacios vacíos, por lo cual las partículas alfa no encuentran ningún obstáculo en su camino.
2. Algunas partículas alfa sufrieron pequeñas desviaciones.
3. Muy pocas partículas alfa rebotaron sobre la lámina de oro.

Rutherford sugirió que la masa del átomo está concentrada en el núcleo del átomo.

Postulados del Modelo de Rutherford:

• El átomo está formado por un núcleo central con carga eléctrica positiva, rodeado por electrones negativos.
• El núcleo es muy pequeño en relación con el diámetro total del átomo, pero contiene la mayor parte de la masa atómica.
• Los electrones giran alrededor del núcleo sin chocar con él.
• El número de electrones compensa la carga positiva del núcleo, haciendo que el átomo sea eléctricamente neutro.

Limitaciones del Modelo de Rutherford

Se supone que los electrones giran alrededor del núcleo para contrarrestar la atracción de cargas opuestas. Esta suposición tiene una dificultad: toda carga eléctrica en movimiento irradia energía. Esta pérdida de energía produciría una disminución de la velocidad del electrón, lo que eventualmente lo haría caer en espiral hacia el núcleo, algo que no ocurre en la realidad.

Modelo Atómico de Bohr

1. Los electrones solo pueden poseer ciertas cantidades de energía discretas.
2. Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo positivo en órbitas estables o niveles de energía definidos.
3. Mientras los electrones están en dichos niveles de energía, no emiten ni absorben energía.
4. Cuando un electrón salta de un nivel superior a otro inferior, pierde un cuanto de energía y emite una radiación luminosa característica.
5. Los electrones solo pueden variar su energía pasando de un nivel a otro.
6. Los niveles de energía se identifican con números naturales denominados números cuánticos.

¿Qué es un Cuanto?

Un cuanto es una cantidad definida de energía que una partícula puede emitir o absorber en forma de radiación.