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Modelos Atómicos

Demócrito y Leucipo, griegos. Siglo V antes de Jesucristo

La idea del átomo se remonta a épocas muy lejanas en las cuales todavía no se podía realizar ninguna prueba experimental sobre la existencia del mismo, lo cual dejaba esta idea en algo netamente filosófico. Los primeros en postular una idea sobre el átomo fueron los miembros de la escuela atomista de la antigua Grecia, en un concepto en el cual se decía que los átomos eran un bloque básico e indivisible que compone la materia y el universo.

Leucipo vivió alrededor del año 450 a.c. y decía que la materia podía ser dividida en partículas cada vez menores, hasta llegar a un límite.

Demócrito, discípulo de Leucipo, vivió alrededor de 470 a 380 a.c. y afirmaba que la materia era discontinua, esto es, la materia era formada por minúsculas partículas indivisibles, las cuales fueron denominadas "de átomo" (que en griego significa indivisible). Demócrito postulo que todos los tipos de materia eran formados a partir de la combinación de los átomos de 4 elementos: agua, aire, tierra y fuego. El modelo de la materia discontinua fue rechazado por uno de los grandes filósofos de la época: Aristóteles, quien afirmaba que la materia era continua, estos es, la materia vista como un "todo entero" (contrastando con la idea de que la materia era constituida por minúsculas partículas indivisibles).

 

 

Modelo Atómico de Dalton (1800)

Es el primer modelo atómico con bases científicas, sus postulados son:

  1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, los cuales son indivisibles y no se pueden destruir.

  2. Los átomos de elementos iguales tienen características iguales, mientras los átomos de compuestos diferentes tienen características diferentes.

  3. El átomo nunca se divide, aun cuando se combine en una reacción química.

  4. Los átomos al combinarse para formar compuestos, mantienen relaciones simples.

  5. Los átomos de diferentes compuestos se combinan en proporciones y forman más de un compuesto.

  6. Los compuestos químicos se forman al combinarse átomos de dos o más compuestos.

  7. Esta teoría tiene dificultades para explicar algunas propiedades del átomo como los rayos catódicos, la electronegatividad ni la presencia de cargas, por esta razón fue descartada y se le dio paso a una nueva teoría.

 

Modelo Atómico de  Thomson (1897)

Después del descubrimiento del electrón, en el año 1897 por J.J. Thomson, se determinó que la materia estaba compuesta por dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa eran los recién descubiertos electrones, los cuales mantenían inmersos en una “masa” de carga positiva, de allí que a este modelo se le conoce como el “pudin de pasas”. De este modelo se puede explicar:

  1. La existencia de los espectros atómicos.

  2. Algunos fenómenos como la conductividad y la polarización eléctrica.

  3. Las reacciones químicas bajo el supuesto de intercambio de electrones.

  4. La periodicidad observada en las propiedades químicas de los compuestos.

  5. La existencia de iones.

 

Modelo Atómico de Rutherford (1908). Premio Nóbel

 

Este experimento fue realizado en el año 1909, en los laboratorios de la Universidad de Manchester.

La experiencia consistía en “bombardear” una lámina de oro con un haz de partículas alfa y observar cómo las láminas de diferentes metales afectaban a la trayectoria de dichos rayos.

Las partículas alfa se obtenían mediante la desintegración del Polonio.

Según el modelo atómico de Thomson se esperaba que las partículas alfa pasaran la delgada placa de oro sin desviarse mucho de su trayectoria, pero al contrario de eso se observo que un porcentaje de las partículas se devolvieron hacia la fuente de plutonio, "es como si dispararas balas de cañón a una hoja de papel y rebotasen hacia ti" dijo Rutherford.

Rutherford concluyo que el hecho que la mayoría de partículas atravesaran la placa quería decir que gran parte del átomo era vacio, que la desviación de partículas alfa indica que el deflector y las partículas poseen cargas positivas, y el rebote de las partículas era el choque con una zona muy positiva del átomo.

De aquí concluyo Rutherford que el átomo estaba formado por un núcleo y una corteza, el núcleo era la parte positiva y contenía el peso del átomo, mientras que la corteza eran electrones girando alrededor de este núcleo.

Este modelo se agradece al experimento de Rutherford, por medio del cual el señor Ernest Rutherford en el año 1911 dice que el átomo tiene una parte p ositiva, el núcleo, el cual poseía los Protones (cargas positivas) y Neutrones (Cargas Neutras), llamado Núcleo, el cual contiene toda la masa del átomo, y los electrones giraban alrededor de este núcleo en orbitas circulares y elípticas.

De este modelo atómico se puede concluir que:

  1. Todos los núcleos de los átomos de un elemento dado tienen la misma carga eléctrica.

  2. La carga nuclear es un múltiplo entero de valor de la carga del electrón.

  3. La carga nuclear de un átomo es igual al número atómico químico, el cual determina su posición en la tabla periódica.

  4. Pero también presentaba varios problemas:

  5. Contradecía las leyes de Maxwell.

  6. No explicaba los espectros atómicos

Modelo Atómico de Bohr (1913)

El modelo de Bohr introduce mejoras sustanciales al modelo de Rutherford al incorporar aspectos energéticos derivados de la energía de Planck y del efecto fotoeléctrico de Einstein. Aunque una descripción detallada del modelo de Bohr es compleja, las siguientes características son relevantes en relación al modelo que va a introducir la Mecánica Global son :

  1. Los electrones se sitúan en órbitas circulares estables; es decir, donde no emiten energía y no todas están permitidas.

  2. Las órbitas permitidas de los electrones del modelo atómico de Bohr tienen un momento angular que es un múltiplo exacto de de hbar (constante de Planck dividido por 2π)

  3. Los electrones emiten o absorben un fotón o cuanto al cambiar de órbitas atómicas que coincide con la diferencia de energía de las órbitas y no necesitan pasar por estados intermedios.

  4. En el átomo de Bohr, las órbitas de los electrones siguen las reglas de la Mecánica Clásica pero no así los cambios de órbita.

Al margen del gran acierto de este modelo en muchos aspectos, el problema del modelo de Bohr y de toda la Mecánica Cuántica es que se van añadiendo supuestos a lo largo de la historia, pero sin explicar las razones que los justifican, únicamente que funcionan y explican mejor la realidad; lo cual, no estando nada mal, no ayuda mucho a la comprensión de la realidad si se apoyan en principios físicos despistantes..

Bohr introduce mejoras sustanciales al modelo de Rutherford al incorporar aspectos energéticos derivados de la energía de Planck y del efecto fotoeléctrico de Einstein.

Aunque una descripción detallada del modelo de Bohr es compleja, las siguientes características son relevantes en relación al modelo que va a introducir la Mecánica Global son :

Los electrones se sitúan en órbitas circulares estables; es decir, donde no emiten energía y no todas están permitidas.

Las órbitas permitidas de los electrones del modelo atómico de Bohr tienen un momento angular que es un múltiplo exacto de de hbar (constante de Planck dividido por 2π)

Los electrones emiten o absorben un fotón o cuanto al cambiar de órbitas atómicas que coincide con la diferencia de energía de las órbitas y no necesitan pasar por estados intermedios.

En el átomo de Bohr, las órbitas de los electrones siguen las reglas de la Mecánica Clásica pero no así los cambios de órbita.

Al margen del gran acierto de este modelo en muchos aspectos, el problema del modelo de Bohr y de toda la Mecánica Cuántica es que se van añadiendo supuestos a lo largo de la historia, pero sin explicar las razones que los justifican, únicamente que funcionan y explican mejor la realidad; lo cual, no estando nada mal, no ayuda mucho a la comprensión de la realidad si se apoyan en principios físicos despistantes.

 

Modelo actual del átomo

El modelo de Schrödinger (1926) cambia la filosofía de las órbitas seguramente por las nuevas aportaciones a la teoría atómica de De Broglie sobre la naturaleza ondulatoria de la masa en 1924 y describe a los electrones con funciones de onda, que nos permiten obtener la probabilidad de que el electrón se encuentre en un determinado punto del espacio. De esta forma se obtienen orbitales de densidad espacial de probabilidad de encontrar un electrón.

Este modelo de átomo de Schrödinger se ajusta mucho mejor a las observaciones; pero, al abandonar la visión anterior sobre la forma de las órbitas se aleja de una explicación intuitiva de las causas de esas órbitas tan caprichosas. Al mismo tiempo, Schrödinger se adentra en el mundo de las probabilidades y de la abstracción matemática que en grandes dosis podría llegar a ser muy perjudicial o negativa.

De acuerdo con la teoría enunciada por Louis de Broglie en 1924 y reconocida actualmente, la materia, en la misma forma que la luz, tiene una naturaleza dual de partículas y de onda. En partículas grandes, la naturaleza ondulatoria de la materia no es apreciable.

Así, por ejemplo, una bola de Beisbol que se mueve con una velocidad de 100 km/hora tiene una longitud de onda de 10-32cm. No obstante, cuando se trata de partículas pequeñas (protones, electrones, etc.), esta naturaleza cobra significado y se vuelve causa importante de muchos resultados.

En 1927, Werner Heisenberg enunció el denominado “Principio de Incertidumbre” que significa que es imposible conocer simultáneamente la posición exacta y el movimiento de un objeto. Cualquier experimento que se diseñe variará una de las dos o ambas propiedades. Así, por ejemplo, aunque intentemos determinar dónde está un electrón en un momento dado (posición), no podemos predecir hacia donde irá después que lo observemos (movimiento). En otras palabras, no se puede fijar con certeza el recorrido de un electrón. Este es el fallo principal de los modelos de Böhr y Sommerfeld, que determinan caminos específicos y orbitas para los electrones.

Basado en los trabajos de De Broglie, Erwin Schrödinger desarrolló en 1926 una ecuación matemática que relaciona las longitudes de onda asociadas a los electrones, con sus energías.

Si bien no podemos conocer el recorrido de los electrones, sí podemos determinar a través de la ecuación de Schrödinger una región del espacio vecina al núcleo donde la probabilidad de hallar cada electrón sea considerable. Esta región se conoce como “Orbital”. Normalmente se entiende el Orbital como la región espacial para la cual la probabilidad de hallar un electrón es de un 90 a 95%. Lógicamente el electrón puede encontrarse en un momento dado fuera del orbital, pero la probabilidad de que esto suceda es de sólo un 5 a un 10 por ciento.

Habíamos visto que un nivel consta de uno o varios subniveles. Del mismo modo, cada subnivel consta de uno o varios orbitales. Los subniveles de clase “S” constan de un solo Orbital; los subniveles “P”, constan de 3; los “D” de 5 y los “f” de 7.

La forma y tamaño de los orbitales dependen de la energía de los electrones que los ocupan. De este modo, la forma de un orbital para un electrón de un subnivel “s” será diferente a la de un electrón de un subnivel “p” o “d”.

 

 

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