Modelos Atómicos

En la antigua Grecia, dos concepciones compitieron por dar una interpretación racional a cómo estaba formada la materia.

Demócrito consideraba que la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles, llamadas átomos. Entre los átomos habría vacío.

Aristóteles era partidario de la teoría de los cuatro elementos, según la cual toda la materia estaría formada por la combinación de cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego.

En 1808, John Dalton recupera la teoría atómica de Demócrito y considera que los elementos están formados por partículas esféricas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas átomos.

  • Los átomos de un mismo elemento son todos iguales tanto en masa como en propiedades.
  • Los átomos de elementos diferentes son distintos y poseen masa y propiedades diferentes.
  • Dos o más átomos pueden combinarse para formar átomos de compuesto idénticos en masa y propiedades.
  • Las reacciones químicas implican la unión o separación de átomos en una relación numérica sencilla.

Así pues, para Dalton los átomos eran esferas macizas, caracterizadas por su masa, mientras que los átomos compuestos equivalían a las moléculas, siendo las partículas más pequeñas de los compuestos.

Descubrimiento del Electrón

Al finalizar el siglo XIX, comenzaron a tenerse evidencias de la divisibilidad del átomo y la existencia de partículas subatómicas. Una de ellas, definitiva para la modificación de la idea daltónica del átomo, fue la experiencia de los tubos de descarga o rayos catódicos, llevada a cabo por Thomson.

Este dispositivo consistía en una cámara de vidrio sellada que contenía un gas a baja presión en la que se introducían dos electrodos. Al aplicar un voltaje muy alto entre los electrodos, se produce un flujo de corriente y el gas comienza a emitir radiación en forma de luz en todo el tubo. A medida que la presión del gas encerrado disminuía, el flujo eléctrico se mantenía, pero la emisión de luz se localizaba cercana al ánodo o polo positivo.

La explicación dada por Thomson para este hecho fue que la luminosidad observada en la cercanía del ánodo se debía a la generación de una radiación que, partiendo del cátodo, chocaba contra el ánodo provocando dicha luminosidad. Por ello, la denomina rayos catódicos.

Para determinar la naturaleza de los rayos catódicos, Thomson introdujo en el tubo dos polos magnéticos y los hizo funcionar simultáneamente, comprobando que la radiación era en realidad una partícula con carga eléctrica negativa y pudo establecer la relación entre su carga y su masa. Además, experimentó con distintos gases obteniendo siempre los mismos resultados, por lo que la partícula debía ser siempre la misma: el electrón.

Descubrimiento del Protón

Posteriormente, modificando la cámara de rayos catódicos, Goldstein encontró otra radiación que se producía cerca del polo negativo o cátodo, a la que denominó rayos positivos o canales, que finalmente llevarían al descubrimiento de los protones.

Los átomos, por tanto, no eran indivisibles.

Modelo Atómico de Thomson (1897)

Thomson propone el primer modelo de átomo en 1897. Los electrones se encontraban incrustados en una nube de carga positiva, de forma similar a las pasas en un pastel. La carga positiva de la nube compensaba exactamente la negativa de los electrones, siendo el átomo eléctricamente neutro.

Modelo Atómico de Rutherford (1911)

Rutherford realiza en 1911 un experimento crucial con el que se trataba de comprobar la validez del modelo anterior. Unas partículas procedentes de un material radiactivo se aceleran y se hacen incidir sobre una lámina de oro muy delgada. Tras atravesar la lámina, las partículas chocan contra una pantalla recubierta interiormente de sulfuro de zinc, produciendo un chispazo. De esta forma, era posible observar si las partículas sufrían alguna desviación al atravesar la lámina.

Si el modelo atómico de Thomson fuera cierto, no deberían observarse desviaciones ni rebotes de las partículas incidentes, por lo que debe haber una zona que concentre la carga de signo positivo y masa comparable o mayor que las partículas. La zona debía ser muy pequeña en comparación con todo el átomo. Los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo.

Problemas del Modelo de Rutherford

  • Contradecía la teoría electromagnética de Maxwell, según la cual una carga eléctrica acelerada debería emitir ondas electromagnéticas.
  • No daba una explicación satisfactoria a los espectros atómicos. Si encerramos en un tubo hidrógeno o helio y sometemos el gas a voltajes elevados, el gas emite luz. Después se concluyó que era porque los electrones absorbían energía de la corriente eléctrica y saltaban a órbitas superiores.

Modelo Atómico de Bohr (1913)

Tiene tres postulados:

  1. Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, este no emite energía.
  2. No todas las órbitas son posibles.
  3. La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior, de mayor energía, a otra inferior, de menor energía, se emite en forma de luz: E2 – E1 = hf (donde h = 6,62 * 10-34).

Contradicciones del Modelo de Bohr

  • El primer postulado iba en contra de la teoría electromagnética de Maxwell.
  • El segundo, en la física clásica, era inaceptable suponer que el electrón no pudiera orbitar a determinadas distancias del núcleo o que no pudiera tener determinados valores de energía.
  • El tercero, la luz se emitía en forma de pequeños paquetes o cuantos.