Modelos atómicos
Historia de cómo se llegó al modelo actual del átomo. Cada modelo resolvió problemas del anterior.
1. Átomo de Demócrito (~400 a.C.)
Filosofía, no ciencia:
- La materia no es divisible al infinito.
- Existen unidades indivisibles: átomos (del griego a-tomos, “sin corte”).
- Intuición correcta, pero sin evidencia experimental.
2. Modelo de Dalton (1803)
Primer modelo científico:
- La materia se compone de átomos indivisibles.
- Todos los átomos de un elemento son iguales.
- Átomos de distintos elementos tienen masas distintas.
- Se combinan en proporciones enteras simples.
Limitaciones: no explica cargas ni electrones.
3. Modelo de Thomson (1897) — “pudín con pasas”
Descubrió el electrón (1897) usando rayos catódicos.
- Átomo = esfera positiva uniforme con electrones incrustados como pasas en un pudín.
- Explica la neutralidad del átomo.
Limitaciones: no explica la dispersión de partículas α.
4. Modelo de Rutherford (1911) — planetario
Experimento de la lámina de oro: partículas α se desvían inesperadamente al atravesar láminas metálicas muy finas.
Conclusión:
- La mayor parte del átomo es espacio vacío.
- Hay un núcleo pequeño, denso, positivo.
- Los electrones giran alrededor, como planetas.
Limitaciones:
- Según la física clásica, los electrones girando emitirían radiación y caerían al núcleo (inestabilidad).
- No explica los espectros discretos de los elementos.
5. Modelo de Bohr (1913)
Tomó ideas de cuantización de Planck y Einstein.
Postulados:
- Los electrones ocupan órbitas circulares cuantizadas (solo ciertos radios permitidos).
- En cada órbita, no emiten radiación.
- Al pasar de una órbita a otra, absorben/emiten un fotón de energía exacta (salto cuántico).
Éxitos:
- Explica el espectro del hidrógeno (series de Lyman, Balmer, Paschen).
- Introduce la idea de niveles energéticos discretos.
Limitaciones:
- Solo funciona bien para el hidrógeno.
- Las órbitas definidas son una aproximación.
6. Modelo de Sommerfeld (1916)
Extiende Bohr:
- Órbitas elípticas además de circulares.
- Introduce un segundo número cuántico (ℓ).
7. Modelo mecano-cuántico (desde 1926)
Revolución de Schrödinger, Heisenberg, De Broglie, Born, Pauli, Dirac.
Ideas centrales:
- Dualidad onda-partícula (De Broglie): los electrones son también ondas.
- Principio de incertidumbre (Heisenberg): no se puede conocer a la vez posición y momento exactos.
- Ecuación de Schrödinger: describe la onda del electrón. Sus soluciones son los orbitales.
- Orbital: región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es alta.
No son órbitas fijas; son nubes de probabilidad.
Números cuánticos
Cuatro para describir cada electrón:
- n (principal): nivel energético (1, 2, 3…).
- ℓ (azimutal): forma del orbital (s, p, d, f).
- m_ℓ (magnético): orientación (de −ℓ a +ℓ).
- m_s (espín): ±1/2.
Principios
- Exclusión de Pauli: no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
- Aufbau: se llenan primero los orbitales de menor energía.
- Hund: en un subnivel degenerado, los electrones se colocan desapareados primero.
Modelo estándar y física de partículas (siglo XX-XXI)
El átomo no es el “fin”:
- Protones y neutrones están hechos de quarks.
- Quarks y electrones son (hasta ahora) fundamentales.
- Existen otras partículas (muones, neutrinos, bosones).
Relevante para química: electrones son los actores químicos. El núcleo participa solo en reacciones nucleares (fisión, fusión, radioactividad).
Por qué evolucionaron los modelos
- Cada nuevo modelo surge al explicar fenómenos que el anterior no podía.
- Los modelos son aproximaciones útiles, no “la realidad”. El más completo hoy es el cuántico.
- En química básica, a veces basta con Bohr (niveles + tránsitos). Para espectros finos y enlaces se necesita el cuántico.