Modelos Atómicos

A lo largo de la historia, los científicos han tratado de dar explicación a la estructura del átomo, su comportamiento y características. Esto ha llevado a que se formulen una gran cantidad de teorías y se propongan modelos atómicos. A continuación te explicaré brevemente las teorías atómicas más trascendentales. 

Teoría atómica de Dalton

El científico Dalton describió la materia y los átomos mediante una teoría en el año 1803. Fue el primer modelo atómico con bases científicas. En dicha teoría, Dalton señala que la materia está formada por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos, que pueden ser de diferentes tipos y los cuales se pueden diferenciar por su masa y propiedades.

Además, hizo referencia a los elementos y compuestos. A los elementos los considero como sustancias que poseen todos sus átomos iguales a diferencia de los compuestos, que surgen de la unión de elementos distintos en cantidad fija.

A las moléculas las consideró como las partículas formadas por varios átomos.

A pesar de que esta teoría no proponía un modelo de átomo y no daba explicación de la estructura del mismo, otros científicos siguieron sus estudios para ampliar lo planteado por Dalton.

Modelo atómico de Thomson

Para el año 1897 Thomson descubrió el electrón, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón.

En vista de que Dalton no dio explicación de una posible estructura del átomo, Thomson propuso un modelo para el año 1904. En ella señala que el átomo está constituido por una esfera con carga positiva, dispuesta de electrones en el interior para neutralizar su carga. Thomson empleo la electricidad como instrumento primordial para desarrollar su modelo atómico. Este modelo es popularmente conocido como «budín de pasas» o «pastel de pasas».

Este modelo decae cuando el científico Rutherford comprobó mediante experimentos que la carga positiva se encontraba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que posteriormente fue llamado núcleo atómico.

Modelo atómico de Rutherford

El científico Rutherford fue el primero en considerar que el átomo está divido en dos áreas. Rutherford realizó en el año 1911 el «experimento de la lámina de oro», que da explicación a esta teoría.

En su teoría, Rutherford señala que la mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva están en una pequeña zona central que luego se llamó núcleo. Alrededor del núcleo y a grandes distancias del mismo, se encuentran los electrones girando.

Rutherford hizo referencia al número de cargas. Para él, el átomo es neutro ya que posee la misma cantidad de cargas positivas y negativas.

A pesar de que el modelo planetario de Rutherford es el más utilizado hoy en día, posee ciertas insuficiencias. Por ejemplo, una de ellas es que refutaba las leyes del electromagnetismo de Maxwell, que estaban perfectamente demostradas mediante cuantiosos fundamentos teóricos y experimentales. Las leyes de Maxwell, señalan que una carga eléctrica en movimiento, como el electrón, debería emitir energía consecutivamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría en un tiempo bastante breve, lo que haría considerar que este modelo no es estable.

Además no explicaba cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos y discretos.

Modelo atómico de Niels Bohr

El físico danés Niels Bohr propuso en el año 1913 un nuevo modelo atómico donde pretendía corregir las limitaciones y errores que presentaba el modelo planetario de Rutherford.

Para Bohr el átomo está constituido por una parte central llamada núcleo en la que se localiza la carga positiva y una porción de su masa. Los electrones se encuentran dispuestos en órbitas circulares a través de diferentes niveles alrededor del núcleo. A cada nivel le corresponde una energía que será mayor cuanto más alejada del núcleo se encuentre. La distancia de las órbitas al núcleo, así como su energía, toma valores definidos. Cada nivel admite un número máximo de electrones que es igual a  2n²  donde n designa el nivel de energía (1, 2, 3,…)

A pesar de que Bohr buscaba mejorar los errores cometidos en la teoría de Rutherford y en parte lo hizo; su teoría también posee ciertas limitaciones. Dentro de las cuales se puede señalar el hecho de que este suponía que todas las órbitas son circulares algo que es totalmente falso. Además, para sus cálculos presume que los electrones tienen una masa infinitamente menor que la de los protones cuando en realidad es solo 1830 veces menor. De igual manera, cree que el núcleo es estático, siendo esto falso ya que este se mueve alrededor de su centro de gravedad.

Modelo atómico de Schrödinger y Heisenberg 

Este modelo está basado en el principio de dualidad onda – partícula y en el principio de incertidumbre de Heisenberg. Según el principio de incertidumbre, el electrón se comporta como una onda y como una partícula y no es posible conocer o pronosticar su trayectoria.

En esta teoría no se toma en cuenta la órbita, el cual es el lugar donde existe mayor probabilidad  de encontrar al electrón. Pero pronostica apropiadamente las líneas de emisión espectrales, en átomos neutros como en átomos ionizados.

De igual manera, esta teoría aportó la creación de la configuración electrónica de donde se obtiene los número cuánticos de los electrones de un átomo. Dicha distribución electrónica señala el nivel de energía del electrón, es decir, a qué distancia se encuentra del núcleo, el orbital y el giro que posee sobre su mismo eje.

Representación de Orbitales

El modelo de Schrödinger solo explica la distribución electrónica que presenta el átomo y la interacción con la distribución electrónica de otros átomos, pero no analiza la estructura del núcleo atómico ni su estabilidad. Por lo tanto la consideraría más una teoría que un modelo atómico.

Como las anteriores teorías y modelos, este también presenta ciertos inconvenientes para explicar ciertos aspectos de la estructura electrónica del átomo. Por ejemplo, no toma en cuenta el espín de los electrones; aunque esta falta es corregida en el modelo de Schrödinger-Pauli.

Además, desconoce los efectos relativistas de los electrones rápidos. Dicha explicación se puede apreciar en la ecuación de Dirac, la cual expone la representación del espín electrónico.

A pesar de que esta teoría pronostica de manera eficiente los niveles energéticos, a su vez no da explicación del porqué un electrón en un estado cuántico excitado desciende hacia un nivel menor si se halla alguno libre.