Evolución Histórica del Modelo Atómico
Modelo Atómico de John Dalton:
John
Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el
rompecabezas de los elementos.
Dalton propuso su teoría por medio de los siguientes postulados:
1. La materia está compuesta por partículas pequeñísimas llamadas átomos.
2. Los átomos son individuales y no pueden transformarse unos en otros.
3. No pueden ser creados ni destruidos.
4.
Los elementos se hallan constituidos por átomos. Los átomos de un mismo
elemento son idénticos en tamaño, forma, masa y todas las demás
cualidades, pero diferentes a los átomos de los otros elementos.
5.
Los átomos de unen para formar las moléculas, combinándose en
proporciones fijas de números enteros y pequeños. Por ejemplo, un átomo
de azufre (S) se combina con dos átomos de oxígeno (O) para formar la
molécula SO2, y lo hacen siempre en la relación de 1:2.
6.
Dos o más elementos, pueden combinarse de diferentes manera para formar
más de una clase de compuestos. Así, entre el azufre (S) y el oxígeno
(O) se pueden formar dos compuestos diferentes, el SO2 y el CO2. En cada
uno de estos compuestos hay una proporción de átomos y masa diferente
pero definida y siempre en la relación de números enteros y pequeños.
Durante casi un siglo no se dudó de ninguno de los puntos esenciales de la teoría atómica propuesta por Dalton.
Modelo Atómico de John Thomson:
El descubrimiento del
electrón realizado por John Thomson, físico británico, así como los
llamados rayos canales o rayos positivos, que pueden observarse como un
fino haz de luz detrás de un tubo de descarga con el cátodo perforado,
llevó a la conclusión de que el átomo no podía ser una esfera rígida de
material característico para cada elemento, como había supuesto
ingenuamente Dalton, sino que debía poseer una estructura.
El modelo
propuesto por Thomson consideraba al átomo como una esfera de masa
cargada positivamente y sobre la cual flotan los electrones, exactamente
como se encuentran las uvas, pasas o ciruelas sobre un pastel.
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Modelo Atómico de Ernest Rutherford:
Rutherford,
había conducido a la
hipótesis de que el número atómico representaba el número de unidades de
carga positiva del átomo y, puesto que este es neutro, también el
número de electrones. La naturaleza de las distintas radiaciones que
emite el radio fue establecida por E. Rutherford en 1903 y, en 1911, el
propio Rutherford inició una serie de experimentos cruciales de los que
surgió el concepto de núcleo atómico.
Rutherford supuso que toda la carga
positiva del átomo estaba concentrada en una región, a la que se dio el
nombre de núcleo, cuyo diámetro era una diezmilésima del diámetro del
átomo.
Los electrones, orbitando en torno al
núcleo, equilibrarían la carga positiva de éste, que estaría
representada por partículas denominadas protones, de carga igual y de
signo contrario a la de los electrones.
Modelo Atómico de Niels Bohr:
Niels
Bohr. Para explicar la estructura del átomo, el físico
danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría
atómica de Bohr. Bohr supuso que los electrones están dispuestos en
capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del
núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración
electrónica.
Las
capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma
consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla
periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes
de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el
electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por
completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una
regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una
alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las
propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de
los elementos en la tabla periódica.
Resulta
cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo
como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta
visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora
se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un
electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se
expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de
un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una
distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como “nube de
probabilidad” ha sustituido al modelo de sistema solar.
Erwin Schrödinger (1887-1961),
físico y premio Nobel austriaco, conocido sobre todo por sus estudios
matemáticos de la mecánica ondulatoria y sus aplicaciones a la
estructura atómica.
Nació en Viena y estudió en
la universidad de esa ciudad. Dio clases de física en las universidades
de Stuttgart (Alemania), Breslau (Polonia), Zurich, Berlín, Oxford y
Graz (Austria). Desde 1940 hasta su jubilación en 1955 fue director de
la escuela de física teórica del Instituto de Estudios Avanzados de
Dublín.
La aportación más importante de
Schrödinger a la física fue el desarrollo de una rigurosa descripción
matemática de las ondas estacionarias discretas que describen la
distribución de los electrones dentro del átomo. Schrödinger demostró
que su teoría, publicada en 1926, era el equivalente en matemáticas a
las teorías de mecánica matricial que había formulado el año anterior el
físico alemán Werner Heisenberg. Juntas, sus teorías constituyeron en
buena medida la base de la mecánica cuántica. Schrödinger compartió en
1933 el Premio Nobel de Física con el británico Paul A. M. Dirac por su
aportación al desarrollo de la mecánica cuántica. Su investigación
incluía importantes estudios sobre los espectros atómicos, la
termodinámica estadística y la mecánica ondulatoria.
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