Su evolución histórica. MODELOS ATÓMICOS Su evolución histórica.

¿A que nos referimos cuando hablamos de modelos? Muchas veces la ciencia -para facilitar su trabajo- hace uso de modelos. Un modelo es una representación creada con el fin de poder explicar sistemas complejos, escasa o nulamente perceptibles. Un modelo físico puede referirse a una construcción teórica (modelo matemático de un sistema físico) o a un montaje con objetos reales que trata de reproducir el comportamiento de algunos aspectos de un sistema físico o mecánico más complejo (modelo material o modelo físico en miniatura/idealizado).

El concepto de átomo desde sus orígenes. El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro. El concepto nació como una necesidad filosófica más que científica, con el fin de explicar la realidad, y fundamentar la propuesta de estos pensadores que consistía en que, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.

Modelos atómicos a través de la historia. Existen nueve modelos atómicos a través de la historia. Aunque entre ellos aparecen algunas modificaciones o “modelos alternativos” que no se incluyen en este trabajo porque no fueron decisivos a la hora de contribuir con el desarrollo científico del átomo. Modelo de Dalton. Modelo de Thomson. Modelo de Perrín. Modelo de Rutherford. Modelo de Bohr. Sommerfeld. Modelo de Schrödinger o mecánico cuántico. Modelo de Dirac-Jordan (no tiene cambios sustanciales, solo agrega un cuarto parámetro denominado “s”)

Teoría atómica de Dalton: John Dalton (retrato de 1895)

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en 1808 por John Dalton. Imaginaba a los átomos como diminutas esferas.  Algunos de sus postulados eran: Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas indestructibles e indivisibles llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades. Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes. Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas). Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.

Modelo atómico tipo esfera (Dalton) Tipos de átomos de diferentes dimensiones representadas a partir de tamaños diferentes de esferas Con el descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph J. Thomson, el modelo de Dalton muestra sus primeras debilidades, ya que se determinó que la materia está constituida por dos partes: una positiva y una negativa.

Modelo atómico de Thomson. A partir de esta composición del átomo en dos partes: Thomson propuso un modelo en el cual los electrones -de carga negativa- estaban inmersos en una masa de carga, como una especie de pastel de pasas. Posteriormente Jean Perrin propuso modificaciones a este modelo, donde las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del "pastel" (la carga positiva). Este modelo puede explicar muy bien la formación de iones positivos y negativos; y a partir de la formación de iones, se abrieron las puertas para el estudio y comprensión de la electrostática. Son dos las consecuencias importantes de este modelo: La materia es neutra por lo cual debe haber igual cantidad de carga positiva y negativa. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.

Esquema del modelo atómico de Thomson (izquierda) de electrones suspendidos en el interior de una masa atómica de carga positiva. Posteriormente Jean Perrin trabajaría sobre este modelo proponiendo a los electrones en una posición externa (derecha). En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva (ión positivo); y si ganaba, la carga final sería negativa (ión negativo). De esta forma, explicaba la formación de iones; y explicaba fenómenos electrostáticos. Sin embargo eran conocidas otras radiaciones las cuales quedaban “fuera” del poder explicativo de este modelo.

Modelo atómico de Rutherford. En 1911 a partir de un experimento que lleva su nombre el físico Ernest Rutherford, presenta un modelo de átomo que se basa en el preexistente modelo de Thomson, ya que mantiene esa composición de carga positiva y negativa. Sin embargo, a diferencia del anterior, postula dos modificaciones esenciales: La parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo. Los electrones se ubican orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. (Similitud sistema solar)

Modelo atómico de Rutherford (izquierda), con un núcleo de carga positiva (que además contiene neutrones que no tienen carga) rodeado de electrones. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste. La figura de la derecha muestra la semejanza con la estructura del sistema solar. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico. Este modelo presenta dos fallas esenciales. Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell. Según estas leyes una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente. No explicaba los espectros atómicos. Generados estos a partir de la radiación electromagnética emitida o absorbida por los átomos según el estado de excitación.

Modelo de Bohr Considerando los trabajos precedentes de Max Planck y Albert Einstein respecto de la “cuantización” de la energía y el efecto fotoeléctrico; Niels Bohr desarrolló, en 1913, un modelo atómico, que considera emisión y absorción de energía causadas por los saltos orbitales de los electrones. Por lo cual “el átomo era un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas o sea que los electrones pueden estar solo en ciertas órbitas. Los postulados más importantes eran:   Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.  Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.  Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Sin embargo Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización. Aunque encontró que el momento angular del electrón es h/2π, no puede justificar el método mediante el cual lo obtuvo.

Modelo de Schrödinger  Fue expuesto por primera vez en 1925 por Schrödinger  y Heisenberg. Este modelo deja claro el carácter ondulatorio a partir de la propuesta de modelo orbital para poder intuir un pequeño sector o región dentro del átomo donde sea “mas probable” encontrar un electrón. El modelo mantiene muchas similitudes con el de Bohr como por ejemplo que la energía debe estar cuantizada. Sin embargo introduce algunos cambios que lo diferencian sustancialmente del modelo precedente: Características de los orbitales. En el modelo de Bohr se determina la posición del electrón exactamente; en este nuevo modelo -en cambio- se presume una mayor o menor probabilidad de este en el espacio. La presencia del electrón ya no es exacta sino que se sostiene que “la probabilidad de encontrar un electrón es mas alta en la región de mayor densidad de la nube de carga negativa.

Esquema de la densidad en la nube de carga negativa donde es más probable encontrar un electrón. Esquema de la disposición de los orbitales propuestos por las ecuaciones de Schrödinger.  Representación del átomo de Schrödinger.  Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.

Imagen de zonas de probabilidad u orbitales s, p y d.