Evolución de los Modelos Atómicos: De Thomson a la Mecánica Cuántica

Evolución de los Modelos Atómicos

La comprensión de la estructura del átomo ha evolucionado a lo largo de la historia, con modelos que han ido refinándose a medida que se descubrían nuevas evidencias experimentales. A continuación, se presenta un recorrido por los principales modelos atómicos, sus controversias y limitaciones, así como las ideas clave que han permanecido.

Modelo de Thomson (1904)

En 1904, J.J. Thomson propuso un modelo conocido como el "pudín de pasas". Este modelo explicaba la existencia de aniones y cationes. En este modelo, los electrones (descubiertos recientemente) se encontraban incrustados en una masa fluida de carga positiva que ocupaba todo el volumen del átomo. Los electrones, al poseer carga negativa, se distribuían de forma equidistante y alejados entre sí. La existencia de iones negativos (aniones) se explicaba por la adición de nuevos electrones, y la de iones positivos (cationes) por la pérdida de electrones.

Modelo de Rutherford (1911)

En 1911, un grupo de investigadores liderado por Ernest Rutherford realizó un experimento que reveló la existencia de dos regiones diferenciadas en el átomo: el núcleo y la corteza. El núcleo, que ocupa una fracción muy pequeña del volumen total, contiene la mayor parte de la masa del átomo y está cargado positivamente. La corteza es la región donde los electrones giran alrededor del núcleo. Es una zona de vacío. Aunque el modelo de Rutherford no incluía los neutrones, predijo su existencia en 1920.

Resumen del Modelo Atómico de Rutherford:

1. El átomo constituye un espacio fundamentalmente vacío.
2. El átomo contiene un núcleo central donde se concentra la mayor parte de su masa, aportada por protones y neutrones.
3. La carga positiva se concentra en el núcleo central.
4. Los electrones giran a gran velocidad alrededor del núcleo, separados de este por una gran distancia.

Limitaciones del Modelo de Rutherford:

El modelo de Rutherford no podía explicar los espectros atómicos ni la no emisión de energía por el giro de los electrones. Según la física clásica, las partículas cargadas en movimiento deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo que llevaría a los electrones a "caer" hacia el núcleo, causando el colapso del átomo.

Radiación Electromagnética y Espectros Atómicos

La radiación electromagnética es la propagación de energía mediante la combinación de campos eléctricos y magnéticos. Los espectros atómicos son fundamentales para el estudio de la estructura de la materia. Cada elemento tiene su propio espectro. El espectro atómico de emisión muestra la radiación emitida por los átomos en forma de rayas nítidas. El espectro atómico de absorción muestra todas las radiaciones excepto las absorbidas por los átomos, que aparecen como rayas oscuras.

Modelo Atómico de Bohr

El modelo de Bohr propuso que los electrones giran alrededor del núcleo solo en ciertas órbitas circulares donde, al moverse, no irradian energía (órbitas estacionarias). Solo están permitidas aquellas órbitas cuya energía adopte valores específicos, asociados a un número cuántico n. Estas órbitas se denominan niveles de energía. Cuanto más alejado esté el nivel del núcleo (mayor sea n), mayor será la energía del nivel.

Un electrón emite radiación cuando salta de una órbita permitida de mayor energía a otra de menor energía, y la absorbe cuando salta de una menor a otra mayor. Emite o absorbe un fotón, cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.

Aciertos del Modelo de Bohr:

• Permitía calcular las longitudes de onda asociadas a las rayas de los espectros del hidrógeno.
• Justificaba la estabilidad del átomo mediante la existencia de órbitas estacionarias.
• Permitía deducir valores para los radios de las órbitas y sus energías.

Limitaciones del Modelo de Bohr:

No podía explicar los espectros de átomos o iones con más de un electrón (multielectrónicos).

Concepto de Orbital

El modelo atómico de Bohr fue abandonado, y se adoptó un enfoque de la función de onda como una onda material, interpretándose la función de onda como una amplitud de probabilidad. Un orbital es la zona del espacio donde hay mayor probabilidad (más del 90%) de encontrar un electrón con una energía determinada.

Números Cuánticos

Los números cuánticos describen las propiedades de los orbitales y los electrones:

• n: número cuántico principal (valores del 1 al 7).
• l: número cuántico azimutal (l = 0, 1, 2, ..., n-1). l=0 corresponde al orbital s.
• m: número cuántico magnético (-l, 0, +l).
• s: número cuántico de espín (+1/2 o -1/2).

Principios Fundamentales

• Principio de Exclusión de Pauli: No pueden existir dos electrones en un átomo con los cuatro números cuánticos iguales. Por lo tanto, un orbital solo puede ser ocupado por dos electrones, que comparten tres números cuánticos (n, l, m) y difieren en el número cuántico de espín.
• Principio de Máxima Multiplicidad de Hund: Para orbitales de igual energía, los electrones tienden a estar desapareados, manteniendo espines paralelos mientras queden orbitales libres. Ninguno de los orbitales se llenará con dos electrones mientras los restantes no contengan al menos un electrón.
• Principio de Mínima Energía o Principio de Aufbau: Los electrones se colocan en el orbital de menor energía disponible. La energía de un orbital viene determinada por la suma de sus números cuánticos n+l. La energía de un orbital será menor cuanto menor sea la suma n+l. Cuando haya varios orbitales con la misma suma n+l, tendrá menos energía el de menor n.

Uniones entre Átomos

Las uniones entre átomos pueden formar:

• Redes cristalinas: Estructuras tridimensionales con un número indeterminado de iones o átomos.
• Moléculas: Estructuras discretas con un número determinado de átomos.

La regla del octeto establece que los átomos tienden a alcanzar una configuración electrónica con 8 electrones en su capa de valencia para lograr estabilidad.

Tipos de Enlaces

• Enlace covalente: Se forma entre no metales (NM+NM), dando lugar a moléculas o redes cristalinas.
• Enlace iónico: Se forma entre un metal y un no metal (M+NM), dando lugar a redes cristalinas.
• Enlace metálico: Se forma entre metales (M+M), dando lugar a redes metálicas.

Enlaces Metálicos

En los enlaces metálicos, los electrones dejan de estar asociados a un átomo particular y se convierten en electrones libres, deslocalizados y compartidos por todos los cationes metálicos.