Historia de los Modelos Atómicos Fundamentales: Dalton, Thomson y Bohr

Modelo Atómico de Dalton

En 1803, John Dalton estableció que el átomo no se puede fraccionar y es indestructible. Por lo tanto, los átomos presentes en una reacción química también deben estar presentes después de la reacción, conservándose la materia.

Para Dalton, el átomo era una esfera maciza, tan pequeña que resultaba indivisible e invisible. Propuso que los átomos poseen masa y pueden ser medidos.

Limitaciones del Modelo de Dalton

• No todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa (descubrimiento posterior de los isótopos).
• Los átomos, a su vez, tienen partículas subatómicas, por lo que, bajo ciertas condiciones, es posible dividirlos (reacciones nucleares).

Modelo Atómico de Thomson

En 1910, J.J. Thomson propuso un átomo esférico (similar al modelo de Dalton en su forma general) que poseía masa y una carga positiva distribuida uniformemente. Dentro de esta esfera, se encontraban incrustados electrones (e-) distribuidos de manera simétrica, en cantidad suficiente para neutralizar toda la carga positiva del átomo. Este modelo es conocido popularmente como el "pudín de pasas".

Utilidad del Modelo de Thomson

• Permitió explicar la formación de iones.
• Facilitó la explicación del funcionamiento del tubo de rayos catódicos.

Limitaciones del Modelo de Thomson

• No explicaba la radioactividad, ya que si el átomo era una partícula positiva uniforme, su masa tendría que desintegrarse para emitir partículas alfa, lo cual no era coherente con el modelo.
• No pudo explicar los resultados del experimento de la lámina de oro de Rutherford.

Modelo Atómico de Bohr

Niels Bohr utilizó el espectro de líneas para explicar su modelo atómico. Para él, el átomo consistía en un núcleo positivo rodeado por órbitas circulares a escala. Solo cambiaba el radio de estas órbitas, pero todas eran concéntricas. En este modelo, no se mencionaban protones explícitamente, y los electrones no podían estar en el espacio intermedio entre las órbitas. La distancia entre órbitas no podía ser cualquiera; esta medida era llamada nivel energético. Entre las órbitas, no hay nada.

La energía potencial de un electrón en un nivel puede ser un cuanto (la mínima energía capaz de ser absorbida o emitida en forma de radiación electromagnética). El cuanto siempre es un valor entero. Mientras más arriba se encuentre el electrón, más energía potencial posee. Bohr propuso que los electrones podían ocupar hasta 7 niveles energéticos.

Conceptos Clave del Modelo de Bohr

Estado Basal

En este estado, el electrón y el átomo no emiten energía; el electrón se encuentra en su nivel energético más bajo posible.

Transiciones Electrónicas

Cuando se le suministra energía a un átomo de hidrógeno, el electrón salta a un nivel superior (es decir, absorbe cuantos de energía), pero después regresa a su nivel original. Los cuantos de energía que pierde se emiten en forma de luz, y el color de esa luz depende de la transición energética (el salto del cuanto). Todo esto fue determinado a través de cálculos.

Bohr formuló una ecuación que permitió relacionar la longitud de onda (y la frecuencia) de las líneas del espectro del hidrógeno con las transiciones que sufrían los electrones de los átomos de hidrógeno. Cada átomo posee su propia distancia característica entre niveles energéticos y, por ende, su propio patrón de líneas espectrales.

Influencia de Max Planck

Bohr utilizó la teoría de Max Planck, la cual postulaba que los átomos y moléculas absorben o emiten energía solo en cantidades discretas o cuantos. Planck también explicó que los objetos o sustancias emiten luz a altas temperaturas, y que al analizar esta luz, se observan líneas espectrales características, lo que sentó las bases para la cuantización de la energía.