Evolución de los Modelos Atómicos y Conceptos Clave de la Estructura Cuántica

Conceptos Fundamentales de la Estructura Atómica

• Isótopo: Misma cantidad de protones.
• Isóbaro: Mismo número másico.
• Isótono: Mismos neutrones.

Modelos Atómicos Clave en la Historia de la Química

Modelo Atómico de Rutherford

Rutherford bombardeó una lámina de oro con partículas alfa positivas. Al lado de la lámina, colocó una pantalla detectora de partículas alfa. Los resultados mostraron que la mayoría de las partículas atravesó la lámina, mientras que una minoría rebotó o se desvió. Con esto, demostró que los átomos no eran macizos, sino que la mayor parte del átomo está vacía, con una pequeña región central densa (el núcleo).

Modelo Atómico de Dalton

Dalton propuso que el átomo tiene una masa finita y que, dependiendo del elemento, la masa del átomo es diferente. Además, estos átomos se pueden mezclar para crear compuestos.

Modelo Atómico de Thomson

Thomson incorporó las cargas a su modelo, describiéndolo como una masa positiva con electrones incrustados, de modo que la carga neta del átomo es igual a cero (conocido como el "pastel de pasas"). Thomson usó un tubo de rayos catódicos que fue sometido a un campo eléctrico. Los rayos fueron dirigidos hacia el lado positivo del campo, por lo que Thomson concluyó que los rayos catódicos eran negativos.

Modelo Atómico de Bohr

Bohr diseñó un modelo atómico organizado por niveles de energía alrededor del núcleo. Los electrones pueden desplazarse en las órbitas sin emitir ni recibir energía, pero al saltar de una órbita a otra, sí lo hacen. Este modelo explicó los espectros atómicos discontinuos, originados por la radiación emitida por los átomos excitados de un elemento en estado gaseoso.

Modelo Atómico de De Broglie

De Broglie aportó la concepción dual del electrón, ya que, al tener una masa pequeña, su comportamiento debe ser ondulatorio. Propuso que el electrón se mueve como una onda alrededor del núcleo.

Modelo Atómico de Schrödinger

Schrödinger propuso una ecuación de onda de la que se derivaron los orbitales atómicos, tomando como partida los números cuánticos.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Heisenberg propuso el principio de incertidumbre, el cual indica que no se puede determinar la trayectoria del electrón con exactitud, ya que no se pueden medir su velocidad y posición al mismo tiempo.

Comparación de Modelos Atómicos

Thomson y Rutherford: Similitudes y Diferencias

• Similitudes: Ambos modelos tienen un componente positivo y negativo. En ambos modelos se mantiene que la parte positiva es la de mayor masa.
• Diferencias:
  • Thomson: La masa del átomo se distribuye en todo este, y sus electrones están incrustados en la masa positiva.
  • Rutherford: La masa del átomo está concentrada en el núcleo; los electrones giran alrededor del núcleo, y el átomo está en su mayoría vacío.

Rutherford y Bohr: Similitudes y Diferencias

• Similitudes: Ambos tienen la concepción de que los electrones giran alrededor del núcleo y tienen la misma naturaleza eléctrica.
• Diferencias:
  • Rutherford: Los electrones se mueven de forma aleatoria.
  • Bohr: Los electrones tienen órbitas definidas alrededor del núcleo; las órbitas son niveles de energía que están cuantizados.

Números Cuánticos: Describiendo la Configuración Electrónica

Número Cuántico Principal (n)

Representa los niveles de energía y la energía del orbital. Se representa con una 'n' y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3...).

Número Cuántico Secundario o Azimutal (l)

Describe los subniveles de energía y la forma del orbital. Se representa con una 'l' y sus valores van desde 0 hasta n-1.

Número Cuántico Magnético (m_l)

Describe las orientaciones espaciales del orbital. Se representa con una 'm_l' y sus valores van desde -l hasta +l, incluyendo el 0.

Número Cuántico de Spin (m_s)

Describe el giro de un electrón sobre su propio eje dentro de un orbital. Se representa con una 'm_s' y sus valores posibles son +1/2 o -1/2.