La Evolución de los Modelos Atómicos: Descubre la Estructura del Átomo

Modelo Atómico de Dalton (1808)

John Dalton propuso su modelo atómico basándose en los siguientes principios:

• La materia está compuesta por átomos, considerados partículas indivisibles e indestructibles.
• Los átomos de un mismo elemento químico son idénticos en masa y propiedades, diferenciándose de los átomos de otros elementos.
• Los compuestos se forman por la combinación de átomos de diferentes elementos químicos. En un compuesto, la proporción de átomos de cada elemento es una relación numérica sencilla y constante.
• Durante una reacción química, los átomos se reordenan; los que componen los reactivos se reagrupan para formar nuevas sustancias químicas, conocidas como productos.

Modelo Atómico de Thomson (1897)

Joseph John Thomson, tras el descubrimiento del electrón, propuso un modelo conocido popularmente como el del "pudín de pasas":

• En los átomos existen partículas con carga eléctrica negativa, denominadas electrones.
• El átomo se concibe como una esfera maciza de carga positiva, donde los electrones están incrustados de manera uniforme.
• Los átomos son eléctricamente neutros en su estado fundamental, pero pueden ionizarse al ganar o perder electrones.

Modelo Atómico de Rutherford (1911)

Ernest Rutherford, a partir de su experimento de la lámina de oro, postuló un modelo nuclear para el átomo:

• El átomo posee un núcleo central con carga positiva, donde se concentra casi la totalidad de su masa.
• Los electrones, partículas con carga negativa, giran alrededor del núcleo en órbitas.
• Los electrones orbitan el núcleo a una distancia considerablemente mayor que el tamaño del propio núcleo, lo que implica que el átomo está compuesto en gran parte por espacio vacío.

Modelo Atómico de Bohr (1913)

Niels Bohr, combinando la teoría cuántica con el modelo de Rutherford, propuso un modelo que explicaba la estabilidad atómica y los espectros discretos:

Postulados Fundamentales del Modelo de Bohr

• Los electrones se mueven en órbitas circulares definidas alrededor del núcleo sin emitir energía. Estas órbitas son conocidas como órbitas estacionarias, donde el electrón no gana ni pierde energía.
• Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas en las que su momento angular es un múltiplo entero de la constante reducida de Planck (ℏ = h/(2π)). Esto implica que no existen órbitas intermedias entre dos niveles consecutivos.
• El electrón solo emite o absorbe energía cuando salta de una órbita permitida a otra. La energía de este fotón emitido o absorbido es igual a la diferencia de energía entre los dos niveles, siguiendo la Ley de Planck: Efinal - Einicial = hf.
• Si todos los electrones de un átomo ocupan los niveles de energía más bajos posibles, el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si un electrón se encuentra en un nivel de energía superior al mínimo posible, el átomo está en un estado excitado.

Espectros Atómicos y Transiciones Electrónicas

Un espectro atómico es un registro de las radiaciones electromagnéticas (de diferentes frecuencias) que un átomo emite o absorbe. Cuando los electrones realizan transiciones entre distintos niveles de energía, emiten o absorben radiación. La frecuencia de esta radiación está directamente relacionada con la diferencia de energía entre el nivel inicial (E_inicial) y el nivel final (E_final), según la fórmula: Efinal - Einicial = hf.