2.2 Modelos Atómicos | Química Inorgánica

2.2 Breve Historia de los Modelos Atómicos

Desde la antigüedad, el ser humano ha tratado de explicar el material del cual está hecho todo lo que existe a su alrededor. En los primeros tiempos, se pensaba que la materia era continua e indivisible (que no podía ser dividida). Los primeros en pensar que la materia se podía dividir en pequeñas partículas fueron los filósofos griegos Demócrito y Leucipo, quienes llamaron a estas partículas átomo, que significa “indivisible”.

Posteriormente, Platón y Aristóteles (quienes resultaron ser más influyentes), se mostraron en desacuerdo. Aristóteles pensaba que la materia era continua y por ello, durante muchos siglos, la perspectiva atómica de la materia se desvaneció.

2.2.1 El Modelo Atómico de Dalton

El concepto de átomo volvió a surgir después de mas de dos mil años, durante el siglo XIX, cuando los científicos trataron de explicar las propiedades de los gases. Más exactamente, en el año 1808, el científico británico John Dalton, retomando las ideas de Demócrito y Leucipo publica su libro Nuevo Sistema de Filosofía Química, en el cual sentó las bases de la teoría atómica al postular que la materia estaba compuesta por unidades elementales, que llamo átomos. Entre las ideas más notables de la teoría de Dalton se encuentra el postulado que los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades. Así entonces, los átomos de distintos elementos tendrían diferencias en su peso y en sus propiedades. Además, Dalton enunció que, en las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos.

Para Dalton el átomo es una esfera compacta e indivisible

2.2.2 El Modelo Atómico de Thomson

Por el mismo tiempo en el que Dalton adelantaba sus investigaciones acerca de los gases, otros científicos estaban interesados en estudiar el comportamiento de la materia cuando interacciona con la energía. Al desarrollar estos experimentos, se hallaron varios resultados muy interesantes que llevaban a pensar que el átomo debía ser divisible en partículas más pequeñas cargadas eléctricamente de forma opuesta debido a que se neutralizaban entre sí. Se pensó entonces, que el átomo estaba compuesto de protones (partículas con carga positiva) que se neutralizaban con electrones (partículas de carga negativa). Uno de estos científicos era el británico Joseph Thomson, quien propuso un modelo atómico, un poco más completo que el de Dalton; él suponía la existencia de una esfera de electricidad positiva que incluía encajados tantos electrones como fueran necesarios para neutralizarla. Es decir, la parte positiva del átomo se hallaba distribuida uniformemente por todo el volumen de este, mientras los electrones se hallaban inmersos en esta matriz de protones, como las pasas en un budín. La cantidad de cargas positivas y negativas presentes eran iguales, con lo cual el átomo era esencialmente una neutro.

2.2.3 El Modelo Atómico de Rutherford

En 1910, un físico neozelandés, Ernest Rutherford, que estudió con Thomson en la Universidad de Cambridge, decidió utilizar partículas alfa (α) para demostrar la estructura de los átomos. Junto con su colega Hans Geiger y un estudiante de licenciatura llamado Emest Marsden; Rutherford efectuó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales como blanco de partículas a provenientes de una fuente radiactiva. Observaron que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse o con una ligera desviación. De vez en cuando, algunas partículas alfa (α) eran desviadas un gran ángulo de su trayectoria. En algunos casos, las partículas alfa (α) regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva. Éste fue el descubrimiento más sorprendente ya que, según el modelo de Thomson, la carga positiva del átomo era tan difusa que se esperaría que las partículas a atravesaran las láminas sin desviarse o con una desviación mínima. El comentario de Rutherford cuando le comunicaron sobre este descubrimiento fue el siguiente: “Resultó tan increíble como si usted hubiera lanzado una bala de 15 pulgadas hacia un trozo de papel de seda y la bala se hubiera regresado hacia usted.

Para Rutherford los electrones con carga negativa giran al rededor del núcleo positivo

El experimento de Rutherford

Simulación: Dispersión de Rutherford

Esta actividad se ejecutará con normalidad sin necesidad de descargar ningún programa adicional.

¿Cómo Rutherford averiguó la estructura del átomo sin ser capaz de verlo? Simula el famoso experimento en el que se refutó el modelo de Pudín de Ciruela del átomo mediante la observación de las partículas alfa rebotando en los átomos y se determinó que debía tener un pequeño núcleo.

Objetivos de Aprendizaje:

Describe la diferencia cualitativa entre la dispersión de núcleos cargados positivamente y un átomo eléctricamente neutro de budín de ciruela.
Para el núcleo cargado, describe cualitativamente cómo el ángulo de desviación depende de: la energía de la partícula entrante, el parámetro de impacto, la carga del objetivo

Actividad

Predice qué pasará con las partículas alfa cuando se encuentran cerca del núcleo de un átomo?

Conclusiones y Limitaciones del Experimento de Rutherford

Posteriormente Rutherford pudo explicar los resultados del experimento de la desviación de partículas alfa (α) utilizando un nuevo modelo de átomo. De acuerdo con Rutherford, la mayor parte de los átomos debe ser espacio vacío. Esto explica por qué la mayoría de las partículas a atravesaron la placa de oro con muy poca o ninguna desviación. Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un conglomerado central dentro del átomo, que denominó núcleo. Cuando una partícula alfa (α) pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una gran fuerza de repulsión, lo que originaba una gran desviación. Más aún, cuando una partícula alfa (α) incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que se invertía completamente su trayectoria.

Hasta este punto, los científicos visualizaban el átomo de la siguiente manera: la masa del núcleo constituye la mayor parte de la masa total del átomo, pero el núcleo ocupa sólo una pequeñísima parte del volumen total del átomo. Asi si el radio de un átomo es aproximadamente 100 pm (picometros) el radio del núcleo es solo 0.005 pm.

El modelo propuesto por Rutherford tenía ciertas inconsistencias. De acuerdo con la física clásica, toda partícula acelerada, como es el caso de un electrón girando alrededor del núcleo de un átomo, emite energía, en la forma de radiaciones electromagnéticas. En consecuencia, el electrón debería perder energía continuamente, hasta terminar precipitándose sobre el núcleo, dando lugar a un colapso atómico, situación que no ocurre en la realidad.

Otro problema sin resolver se relacionaba con los átomo de hidrógeno y helio; el hidrógeno contenía sólo un protón, y el átomo de helio contenía dos protones. Por lo tanto, la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de hidrógeno debería ser 2:1. (Debido a que los electrones son mucho más ligeros que los protones, se puede ignorar su contribución a la masa atómica.) Sin embargo, en realidad, la relación es 4:1. Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería existir otro tipo de partículas subatómicas en el núcleo; pero se tuvo que esperar hasta 1932 para que James Chadwick lograra comprobar experimentalmente su existencia.

2.2.4 El Modelo Atómico de Bohr

En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962), basándose en la teoría cuántica de Planck y en el análisis del espectro de emisión del Hidrógeno (H), propuso un nuevo modelo atómico. El modelo de Bohr mantenía la estructura planetaria propuesta por Rutherford, pero hacía las siguientes precisiones acerca de la disposición de los electrones alrededor del núcleo:
•   Los átomos presentan un cierto número de órbitas posibles, denominadas estados estacionarios, en las que un electrón puede girar sin que ocurra emisión o absorción de energía. En este estado, el átomo es estable.
•   Cuando un átomo absorbe o emite energía en forma de radiación, los electrones a su alrededor son promovidos de una órbita a otra. Si un electrón absorbe energía, pasa a una órbita mayor, alejándose del núcleo. Al emitir luego esta energía, desciende a un estado menor, más cerca del núcleo.
•   La cantidad de energía necesaria para pisar de un nivel a otro está cuanti-zada, según la ecuación propuesta por Planck depende de la frecuencia de la radiación emitida o absorbida. De esta manera, el colapso atómico que se desprendía del modelo de Rutherford

no era posible bajo estos nuevos supuestos, pues, un electrón no puede descender mis allá de un nivel de energía mínimo.

• La cantidad de energía necesaria para pasar de un nivel a otro está cuantizada, según la ecuación propuesta por Planck depende de la frecuencia de la radiación emitida o absorbida. De esta manera, el colapso atómico que se desprendía del modelo de Rutherford no era posible bajo estos nuevos supuestos, pues, un electrón no puede descender mis allá de un nivel de energía mínimo.

Estos postulados fueron planteados por Bohr en relación con el átomo de hidrógeno (H), el mas sencillo que se conoce. El análisis de los espectros de emisión de otros átomos mostraba estructuras internas mas complejas, que no eran explicadas satisfactoriamente por este modelo. Además, tampoco era claro por qué eran posibles solo ciertas órbitas y por qué había discrepancias tan grandes entre las órbitas de diferentes átomos.

Así pues, en el átomo, los electrones y sus órbitas se organizan en “capas” y en cada capa, tendrían cierta energía. Por esto a las capas se les denomina niveles de energía.

En el primer nivel de energía (el más cercano al núcleo atómico) puede haber hasta 2 electrones.
En el segundo nivel de energía puede haber hasta 8 electrones.
En el tercer nivel de energía puede haber 18 electrones.
En el cuarto nivel de energía puede haber hasta 32 electrones, etc.

Los electrones se ubican en el átomo ocupando el nivel de menor energía que esté libre. Es decir, si un átomo tiene un electrón, este se situará en el primer nivel de energía; en otras palabras, más cercano al núcleo.

Los niveles de energía se van organizando cada vez más alejados del núcleo así, el primer nivel es el que está más próximo al núcleo; después está el segundo nivel; luego el tercero, y así sucesivamente.

El átomo de Bohr explicaba además por qué los espectros de los átomos solo mostraban determinadas rayas: las de las radiaciones que el electrón absorbía o emitía cuando pasaba de una órbita a otra. También explicaba por qué el espectro de absorción era complementario del de emisión. Si el electrón pudiese estar en cualquier lugar, podría absorber o emitir cualquier energía y el espectro sería un continuo de energía.

2.2.4 El Modelo Atómico de Sommerfeld

Algunos años después, espectroscopios más sensibles, permitieron observar que algunas de las líneas que formaban los espectros de emisión estaban en realidad compuestas de varias líneas más finas, lo cual hizo pensar que existían estados energéticos intermedios, entre los orbitales propuestos por Bohr.

Arnold Sommerfeld (1868-1951), físico alemán, propuso en 1916, una ligera modificación al modelo de Bohr, según la cual, existían órbitas elípticas, además de circulares, permitiendo la existencia de niveles y subniveles de energía. El destacado físico alemán encontró que en algunos átomos los electrones alcanzaban velocidades cercanas a la de la luz. En vista de ello, decidió basar su análisis en la teoría relativista. Esta decisión fue controvertida por aquel entonces, ya que la teoría de la relatividad aún no había sido aceptada en la comunidad científica.

Para Sommerfeld habían tanto orbitas circulares como elípticas.

El modelo atómico de Sommerfeld surge para perfeccionar las deficiencias del modelo atómico de Bohr. Las propuestas de este modelo, en términos generales, son las siguientes:

Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo, sin irradiar energía.
No todas las órbitas eran posibles. Sólo se habilitan aquellas órbitas cuyo momento angular del electrón cumple ciertas características. Cabe señalar que el momento angular de una partícula depende de un compendio de todas sus magnitudes (velocidad, masa y distancia) con respecto al centro de rotación.
La energía liberada cuando un electrón desciende de una órbita a otra se emite en forma de energía luminosa (fotón).

Aunque el modelo atómico de Bohr describía perfectamente el comportamiento del átomo de hidrógeno, sus postulados no eran replicables a otros tipos de elementos. Al analizar los espectros obtenidos a partir de átomos de elementos distintos del hidrógeno, se detectó que los electrones que se encontraban en el mismo nivel de energía podían contener energías diferentes.

Simulación: Modelos del Atomo de Hidrógeno

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¿Cómo los científicos determinan la estructura de los átomos, sin mirarlos? Prueba los diferentes modelos mediante el disparo de luz en el átomo. Comprueba cómo la predicción del modelo coincide con los resultados experimentales.