Fundamentos de Química: Evolución Histórica de los Modelos Atómicos (Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y Cuántico)

Modelo atómico de Dalton (1800)

Lavoisier y Proust
Los átomos son las partículas básicas de la materia y son indivisibles
Los átomos de un mismo elemento son iguales, en masa y propiedades
Los átomos de elementos diferentes son diferentes en masa y propiedades
Se combinan en relaciones fijas y sencillas para formar compuestos y se pueden ordenar en más de una relación entera

No explicaba:
El modelo atómico de Dalton fracasó al comprobar que el átomo era divisible y tenía naturaleza eléctrica

Modelo atómico de Thomson (1904)

El átomo es divisible y está formado por partículas negativas (electrones) y positivas (protones)
Su estructura es de esfera maciza de electricidad positiva, en cuya superficie tiene electrones en número suficiente para que en conjunto el átomo sea neutro
Modelo de esfera maciza o de pudding de pasas

No explicaba:
El modelo de Thomson no explicaba la experiencia de dispersión de partículas alfa (Al bombardeo de la lámina de oro con partículas alfa, la mayoría la atravesaban)
Rutherford ideó un nuevo modelo con gran espacio vacío
Lo que puso en crisis el Modelo atómico de Thomson

Modelo atómico de Rutherford (1911)

El átomo tiene gran espacio vacío
La totalidad de la carga positiva se halla concentrada en una pequeña región del átomo, llamada núcleo
Su masa se concentra en el núcleo
Los electrones giran alrededor del núcleo, en órbitas circulares
Modelo nuclear Sistema planetario solar en miniatura

No explicaba:
La estabilidad del átomo (el electrón en su movimiento debe emitir energía, con lo que caería sobre el núcleo)
Los espectros discontinuos que emiten los átomos, caracterizados por rayas luminosas de frecuencias determinadas

Modelo atómico de Bohr (1913)

El electrón gira alrededor del núcleo en diferentes órbitas circulares permitidas, llamadas estacionarias, sin emitir energía radiante
Solo están permitidas aquellas órbitas cuyos radios son proporcionales a los cuadrados de los núemros enteros, donde el electrón puede girar sin emitir energía.La energía liberada al saltar un electrón de una órbita a otra se emite en forma de fotón o cuanto de luz, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck E₂ - E₁ = h·ν

No explicaba:
Los espectros de átomos polielectrónicos (diferentes al átomo de H)
El desdoblamiento de algunas líneas espectrales (efecto Zeeman)

Modelo actual cuántico–ondulatorio (1925)

Desarrollado por Schrödinger y Heisenberg y se basó en
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Hipótesis de De Broglie
Ecuación de Schrödinger
Los electrones tienen un comportamiento dual, como partícula y como onda
La ecuación de Schrödinger describe el comportamiento y la energía del electrón
El orbital es la zona de máxima probabilidad de encontrar al electrón
La descripción del electrón dentro del orbital necesita 4 números cuánticos (n, l, m, s)