Evolución de los Modelos Atómicos: De Dalton a Bohr y Rutherford

Evolución de los Modelos Atómicos: Un Recorrido Histórico

Teoría Atómica de Dalton (1808)

Esta fue la primera teoría científica del átomo, sentando las bases para la comprensión moderna.

Principios Clave de Dalton:

• La materia está compuesta por átomos indivisibles e indestructibles.
• Los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades.
• Los átomos de distintos elementos son diferentes.
• Los compuestos se forman al combinar átomos en proporciones fijas y sencillas.
• En las reacciones químicas, los átomos solo se reordenan (no se crean ni se destruyen).

Conclusión: El átomo se concebía como una esfera indivisible.

Limitaciones de Dalton y Experimentos Refutatorios

La teoría de Dalton no pudo explicar fenómenos eléctricos observados posteriormente:

• No explica la naturaleza eléctrica de la materia.
• No considera que el átomo pueda tener estructura interna.
• No aclara por qué los átomos pueden ganar o perder electricidad.

Experimentos que refutaron a Dalton:

• Efecto fotoeléctrico (1887): La luz puede hacer que los metales emitan electrones.
• Tubos de rayos catódicos (1897) – Thomson: El uso de tubos de descarga permitió estudiar la electricidad en gases, demostrando la existencia de partículas con carga negativa y masa pequeña (los electrones).

Conclusión: El átomo no es indivisible como sostuvo Dalton.

Modelo Atómico de Thomson (1904)

Tras el descubrimiento del electrón, Thomson propuso su modelo, también conocido como el modelo del "bollo de pasas".

Postulado principal: Esfera de carga uniforme positiva con los electrones de carga negativa incrustrados en ella.

Electrización y Formación de Iones según Thomson:

Un átomo se electriza al ganar o perder electrones ($ ext{e}^-$), lo que da lugar a la formación de iones:

• Anión: El átomo gana electrones $\rightarrow$ Carga negativa.
• Catión: El átomo pierde electrones $\rightarrow$ Carga positiva.

Nota importante: Los protones no se ganan ni se pierden en estos procesos de ionización.

Experimento de Rutherford (1909) y su Modelo (1910)

Experimento de la Lámina de Oro (Rutherford, 1909)

Diseño Experimental:

Se lanzaron partículas alfa ($\alpha$) contra una lámina muy fina de oro, utilizando:

1. Una fuente radiactiva dirigida a la lámina.
2. Una pantalla de sulfuro de zinc ($\text{ZnS}$) para detectar los destellos producidos por el impacto de las partículas.
3. El montaje permitía observar la trayectoria de las partículas.

Resultados Observados:

• El 98–99% de las partículas atravesó la lámina sin desviarse.
• El 1–2% se desvió ligeramente (debido a la repulsión electrostática con el núcleo positivo).
• Aproximadamente 1 de cada 8 000–10 000 rebotó casi directamente hacia atrás.

Conclusiones del Experimento:

• El átomo es casi todo espacio vacío.
• La carga positiva y la mayor parte de la masa se concentran en un núcleo pequeño y denso.
• Los electrones orbitan a gran distancia del núcleo.

Este experimento refutó categóricamente el modelo de Thomson.

2. Modelo Atómico de Rutherford (1910)

Este modelo se conoce como el modelo planetario:

• El núcleo contiene la carga positiva y casi toda la masa atómica.
• Los electrones (carga negativa) orbitan alrededor del núcleo.
• El átomo es eléctricamente neutro (cargas positivas y negativas iguales en magnitud).
• El átomo posee un núcleo central y electrones girando en un gran espacio vacío.

Modelo Atómico de Bohr (1913)

Problema del Modelo de Rutherford:

El modelo de Rutherford era inestable según la física clásica, ya que no explicaba por qué los electrones, al estar acelerados en órbita, no perdían energía continuamente y caían en espiral hacia el núcleo.

Aportes y Hipótesis de Bohr:

Bohr introdujo conceptos cuánticos para estabilizar el átomo:

1. Órbitas Estables: Los electrones giran en órbitas circulares fijas con energías determinadas (niveles estacionarios).
2. No Emisión de Energía: Mientras el electrón permanezca en su órbita permitida, no irradia energía.
3. Transiciones Electrónicas: Los electrones cambian de órbita solo al absorber o emitir energía.

Ideas Clave de Bohr:

• Más lejos del núcleo = Mayor energía.
• Absorber energía: El electrón salta a un nivel superior (órbita más externa).
• Emitir energía: El electrón cae a un nivel inferior (órbita más cercana al núcleo).

Estas ideas constituyeron las bases del inicio de la mecánica cuántica aplicada al átomo.