Modelos Atómicos: Evolución Histórica y Conceptos Clave

Modelos Atómicos: Un Viaje a Través de la Historia de la Química

Modelo Atómico de Dalton

El modelo atómico de Dalton, propuesto en el siglo XIX, fue el primer modelo atómico con bases científicas. Este modelo explicaba por qué las sustancias se combinaban químicamente entre sí solo en ciertas proporciones. Además, aclaraba que la gran variedad de sustancias podía ser explicada en términos de cantidades pequeñas de elementos. En esencia, este modelo sentó las bases para gran parte de la química inorgánica del siglo XIX.

Enunciados principales:

1. La materia está formada por átomos, partículas indivisibles e indestructibles.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, mientras que los de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.
3. Los átomos permanecen sin división, incluso en las reacciones químicas.
4. Al combinarse para formar compuestos, los átomos guardan relaciones simples de números enteros y pequeños.
5. Los átomos de diferentes elementos se pueden combinar en distintas proporciones y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Modelo Atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson, también conocido como el "budín con pasas", fue propuesto en 1904 por J.J. Thomson, quien descubrió el electrón en 1897. Antes del descubrimiento del protón y el neutrón, Thomson dedujo que el átomo debía ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones, como las pasas en un budín. Es decir, el átomo estaba compuesto por electrones distribuidos en una esfera uniforme de carga positiva.

Modelo Atómico de Rutherford

El modelo atómico de Rutherford, también llamado "modelo atómico nuclear", es una teoría sobre la estructura interna del átomo propuesta para explicar los resultados del experimento de la lámina de oro, realizado en 1911. Rutherford demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y que en su centro hay un diminuto núcleo. Propuso que el átomo estaba compuesto por dos partes:

• Núcleo: Parte central, muy pequeña y densa, que concentra la carga positiva y casi toda la masa del átomo.
• Corteza: Espacio casi vacío alrededor del núcleo, donde se encuentran los electrones, de masa muy pequeña y carga negativa.

Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.

Modelo Atómico de Bohr

El modelo atómico de Bohr es un modelo cuantizado del átomo propuesto en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Bohr explicó su modelo mediante ecuaciones. Se basó en el átomo de hidrógeno y postuló que los electrones solo pueden tener ciertos niveles de energía definidos. Estableció que los electrones giran en órbitas circulares de radios determinados; estas órbitas son estacionarias, y en ellas el electrón no absorbe ni emite energía.

Modelo Atómico de Schrödinger

El modelo atómico de Schrödinger, o "modelo mecano-cuántico", surgió después de que De Broglie propusiera la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924. En 1926, Schrödinger actualizó el modelo del átomo. En este modelo, se describe a los electrones por medio de una función de onda. Se abandona el concepto de órbita definida y se introduce el concepto de orbital, que se define como la región donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón.

Al descubrirse que el electrón se comporta como partícula y como onda (dualidad onda-partícula), Schrödinger formuló una ecuación de onda para explicar los niveles energéticos del átomo. Su gran aporte fue la creación de la configuración electrónica, de donde se obtienen los números cuánticos de los electrones de un átomo, que definen sus características específicas. Se determinó que hay cuatro tipos de orbitales: s, p, d y f, con capacidad para 2, 6, 10 y 14 electrones, respectivamente, además de la orientación espacial de cada uno.

Conceptos Clave de la Tabla Periódica

• Periodo: Representa el nivel energético principal de un átomo.
• Grupo: Clasifica los elementos según sus propiedades químicas similares, relacionadas con su configuración electrónica externa.
• Número Atómico (Z): Indica la cantidad de protones en el núcleo de un átomo.
• Número Másico (A): Representa la suma de protones y neutrones en el núcleo de un átomo.
• Electrones de Valencia: Son los electrones ubicados en el último nivel de energía (capa de valencia) y son los responsables de formar enlaces químicos. La cantidad de electrones de valencia determina las propiedades químicas del elemento.
• Electronegatividad: Es la capacidad que tiene un átomo para atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace químico. Los átomos que ganan electrones adquieren carga negativa, y los que pierden electrones adquieren carga positiva. Los elementos de los grupos 1, 2 y 3 tienden a perder electrones; los de los grupos 6 y 7 tienden a ganar electrones (el grupo 7 se conoce como halógenos); el grupo 8 corresponde a los gases nobles, que son químicamente inertes debido a que tienen su capa de valencia completa. Los elementos de los grupos 4 y 5 presentan casos particulares.