Modelos atómicos
Los modelos atómicos son las sucesivas representaciones del átomo, desde la esfera de Dalton hasta el modelo mecano-cuántico actual.
Los modelos atómicos son las representaciones con las que la ciencia ha descrito, a lo largo de la historia, cómo es un átomo y cómo se organizan sus partículas. Cada modelo explicaba los hechos conocidos en su época y fue sustituido cuando nuevos experimentos mostraron sus límites, desde la esfera indivisible de Dalton hasta el modelo cuántico actual.
¿Qué es un modelo atómico?
Un modelo atómico es una representación simplificada del átomo que sirve para explicar sus propiedades y su comportamiento. Los átomos son demasiado pequeños para verse directamente (su diámetro es del orden de 10⁻¹⁰ m), así que se construyen modelos que se contrastan con experimentos. Un modelo es válido mientras predice bien los resultados; cuando deja de hacerlo, se corrige o se reemplaza.
Evolución histórica de los modelos atómicos
Modelo de Demócrito y Leucipo (siglo V a. C.)
Los filósofos griegos propusieron que la materia estaba formada por partículas indivisibles, los átomos (del griego átomos, «sin división»), que se movían en el vacío. Era una idea puramente filosófica, sin base experimental.
Modelo de Dalton (1803-1808)
John Dalton retomó la idea con base científica: los átomos son esferas macizas, indivisibles e indestructibles; los de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades; y se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos. Explicó así las leyes de las combinaciones químicas. Más detalle en la teoría atómica de Dalton.
Modelo de Thomson (1904)
En 1897, J. J. Thomson descubrió el electrón al estudiar los rayos catódicos, lo que probó que el átomo no era indivisible. Propuso un átomo como una esfera de carga positiva con los electrones incrustados, como las pasas en un pudín. El átomo en conjunto es neutro.
Modelo de Rutherford (1911)
Ernest Rutherford interpretó el experimento de Geiger y Marsden (1909), en el que se bombardeó una lámina finísima de oro con partículas alfa. La mayoría las atravesaba, algunas se desviaban mucho y muy pocas rebotaban. Concluyó que la carga positiva y casi toda la masa se concentran en un núcleo diminuto, y que los electrones giran a su alrededor en un espacio casi vacío. Puede ampliarse en el modelo atómico de Rutherford. Su limitación: según la física clásica, un electrón en órbita emitiría radiación y caería al núcleo.
Modelo de Bohr (1913)
Niels Bohr aplicó las ideas cuánticas al átomo de hidrógeno con tres postulados: los electrones solo pueden ocupar ciertas órbitas con energía fija (niveles), sin radiar en ellas; al saltar de un nivel a otro absorben o emiten un fotón de energía igual a la diferencia entre los niveles; y solo son posibles órbitas con ciertos valores del momento angular. La energía del electrón en el nivel n del hidrógeno es:
El modelo explicaba los espectros de líneas del hidrógeno, pero fallaba con átomos de más de un electrón. Arnold Sommerfeld lo mejoró en 1916 admitiendo órbitas elípticas y más de un subnivel.
Modelo mecano-cuántico (desde 1926)
Es el modelo actual. Se basa en la dualidad onda-partícula de Louis de Broglie (1924), el principio de incertidumbre de Heisenberg (1927) y la ecuación de onda de Schrödinger (1926). El electrón ya no recorre una órbita definida: se describe por un orbital, una región del espacio donde es más probable encontrarlo. Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos (n, l, mₗ y mₛ). En 1932 James Chadwick descubrió el neutrón, que completó la descripción del núcleo.
Cuadro comparativo
| Modelo | Año | Idea principal | Limitación |
|---|---|---|---|
| Dalton | 1803 | Esfera maciza indivisible | No explica la electricidad ni las partículas internas |
| Thomson | 1904 | Pudín de pasas: electrones en carga positiva | No explica el núcleo |
| Rutherford | 1911 | Núcleo central y electrones orbitando | Inestabilidad según la física clásica |
| Bohr | 1913 | Órbitas con energías cuantizadas | Solo sirve bien para el hidrógeno |
| Mecano-cuántico | 1926 | Orbitales y probabilidad | Matemáticamente complejo; sigue vigente |
Partículas del átomo
| Partícula | Carga | Masa aproximada | Ubicación |
|---|---|---|---|
| Protón | +1 | 1 u | Núcleo |
| Neutrón | 0 | 1 u | Núcleo |
| Electrón | −1 | 1/1836 u | Corteza |
El número atómico (Z) es el número de protones y determina el elemento; el número másico (A) es la suma de protones y neutrones.
Ejercicios resueltos
1. Calcula la energía del electrón del hidrógeno en el nivel n = 2.
E₂ = −13,6 / 2² = −13,6 / 4 = −3,4 eV.
2. ¿Qué energía emite el electrón del hidrógeno al pasar de n = 3 a n = 2?
E₃ = −13,6 / 9 = −1,51 eV. ΔE = E₃ − E₂ = −1,51 − (−3,40) = 1,89 eV emitidos, que corresponden a luz roja de unos 656 nm.
3. Indica el número de protones, neutrones y electrones del átomo neutro ²³₁₁Na.
Protones = Z = 11. Electrones = 11 (átomo neutro). Neutrones = A − Z = 23 − 11 = 12.
4. ¿Cuántos electrones caben como máximo en el nivel n = 3?
Máximo = 2n² = 2 × 3² = 18 electrones.
Preguntas frecuentes
¿Cuántos modelos atómicos hay?
Los principales son cinco o seis: Demócrito, Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y el modelo mecano-cuántico. Algunos manuales añaden el de Sommerfeld como mejora del de Bohr.
¿Cuál es el modelo atómico actual?
El modelo mecano-cuántico, en el que los electrones se describen mediante orbitales y probabilidades, no mediante órbitas fijas.
¿Qué descubrió Rutherford con su experimento?
Que el átomo tiene un núcleo muy pequeño, denso y con carga positiva, rodeado de un espacio casi vacío donde están los electrones.
¿Por qué se abandonó el modelo de Bohr?
Porque solo explicaba bien el hidrógeno y los iones con un único electrón. No daba cuenta de los espectros de átomos más complejos ni de los enlaces.
¿Qué es un orbital?
Es la región del espacio alrededor del núcleo en la que hay una alta probabilidad, normalmente del 90 %, de encontrar un electrón.
Referencias
- Atkins, P. y de Paula, J. Química física. Editorial Médica Panamericana.
- Chang, R. y Goldsby, K. A. Química. McGraw-Hill.
- Rutherford, E. «The Scattering of α and β Particles by Matter and the Structure of the Atom». Philosophical Magazine, 1911.
Cómo citar este artículo
Equipo de Conceptualia. (2024). «Modelos atómicos». Conceptualia. https://conceptualia.es/ciencias-naturales/quimica/modelos-atomicos/
