JOHN DALTON
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, propuesto entre 1803 y 1807.
Explicación:
Consistía en una serie de postulados en los cuales se explicaban las cualidades de los átomos. Son los siguientes:
1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos.
2. Los átomos son partículas muy pequeñas y no se pueden ver a simple vista.
3. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, igual masa e iguales propiedades.
4. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
5. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
6. En las reacciones químicas los átomos se separan o se unen; pero ningún átomo se crea ni se destruye, y ningún átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento. Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo.
7. Los átomos permanecen sin división, incluso cuando se combinan en reacciones químicas.
8. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
9. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. Para Dalton un átomo era algo así como una pequeña esfera.
¿Qué explicaba o resolvía?
Explicaba principalmente tres propiedades:
1. La formación de compuestos químicos.
2. Las reacciones químicas.
3. La Ley de la conservación de la masa.
¿Qué no podía explicar?
Esta teoría fue descartada porque los átomos sí se pueden dividir (partículas subatómicas, como por ejemplo los “quarks”, los “neutrinos” o los “bosones”), no son iguales los átomos de un mismo elemento, y los átomos no solamente son neutros, ya que existen los cationes y los aniones.
JOSEPH JOHN THOMSON
Su teoría sobre la estructura atómica fue propuesta en 1904 y descubrió el electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón.
Explicación:
Consistía en que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. También era conocido como el "Modelo del pudin o pastel de pasas".
¿Qué explicaba o resolvía?
Tomaba en cuenta la existencia de dicha partícula subatómica. Por ello, explicaba que su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo, y que el conjunto era eléctricamente neutro. La carga negativa total de los electrones era la misma que la carga total positiva de la esfera, por lo que dedujo que el átomo era neutro.
Thomson también explicó la formación de iones, tanto positivos como negativos. Cuando el átomo pierde algún electrón, la estructura queda positiva y se forman iones positivos; pero si el átomo gana algún electrón, la estructura queda negativa y se forman iones negativos.
La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad.
¿Qué no podía explicar?
El error que cometió Thomson fue que hizo suposiciones incorrectas de cómo se distribuía la carga positiva en el interior del átomo.
Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr, Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado.
ERNEST RUTHERFORD
Su modelo atómico fue realizado y publicado en 1911.
Explicación:
Consistía en que el átomo estaba formado por dos partes: la "corteza" (luego denominada periferia), constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo. también se conoce como modelo nuclear, modelo planetario y modelo del Sistema Solar.
¿Qué explicaba o resolvía?
En 1911, Rutherford empleó las partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia. De esta manera explicó que:
- La mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin desviarse (99,9%).
- Algunas partículas se desvían (0,1%).
Al ver que no se cumplía el modelo propuesto por Thomson, Rutherford formuló el modelo nuclear del átomo. Según este modelo, el átomo está formado por un núcleo y una corteza:
- En el núcleo se concentra casi la totalidad de la masa del átomo, y tiene carga positiva.
- La corteza está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares (sistema solar en miniatura)
- Así mismo, también dijo que la materia es neutra, ya que la carga positiva del núcleo y la negativa de la corteza se neutralizan entre sí.
La materia está casi vacía; el núcleo es 100.000 veces más pequeño que el radio del átomo. La mayoría de las partículas alfa no se desvían porque pasan por la corteza, y no por el núcleo. Las que pasan cerca del núcleo se desvían porque son repelidas. Cuando el átomo suelta electrones, el átomo se queda con carga negativa, convirtiéndose en un ión negativo (anión); pero si, por el contrario, el átomo gana electrones, la estructura será positiva y el átomo se convertirá en un ión negativo. El átomo es estable.
¿Qué no podía explicar?
Las insuficiencias de su modelo fueron las siguientes:
1. Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.
2. No explicaba los espectros atómicos.
NIELS BÖHR
Fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Se publicó en 1913.
Explicación:
Consistía en un modelo atómico que se valió del átomo de hidrógeno; describió el átomo de hidrógeno con un protón como núcleo y con un electrón girando a su alrededor. Los electrones giraban entorno al núcleo definían unas órbitas circulares estables que Bohr explicó como que los electrones se pasaban de unas órbitas a otras para ganar o perder energía.
¿Qué explicaba o resolvía?
En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres postulados fundamentales:
1. El átomo está cuantizado, ya que solo puede poseer unas pocas y determinadas energías.
2. Cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro, se absorbe o se emite energía.
3. Cuando el electrón está en n=1 se dice que está en el nivel fundamental (nivel de mínima energía); al cambiar de nivel el electrón absorbe energía y pasa a llamarse electrón excitado.
El electrón gira en unas órbitas circulares alrededor del núcleo, y cada órbita es un estado estacionario que va asociado a un numero natural, “n” (núm. cuántico principal), y toma valores del 1 al 7. Así mismo, cada nivel “n” está formado por distintos subniveles, “l”. Y a su vez, éstos se desdoblan en otros (efecto Zeeman), “m”. Y por último, hay un cuarto número cuántico que se refiere al sentido, “s”. Los niveles de energía permitidos son múltiplos de la constante de planck.
Además, demostró que cuando un electrón pasaba de una órbita más externa a otra más interna emitía radiación electromagnética. Cada órbita tiene un nivel diferente de energía.
¿Qué no podía explicar?
El modelo atómico de Bohr tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar.
MODELO CUÁNTICO - MECANO (ACTUAL)
Erwin Schrödinger.
Werner Heisenberg.
Explicación:
Consiste en que los electrones no están en órbitas determinadas. El modelo cuático define al principio los electrones como ondas de materia (dualidad onda-partícula), describiendo de este modo la ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el tiempo y el espacio de la onda material en cuestión.
¿Qué explicaba o resolvía?
Este modelo atómico no se trata de un modelo relativista, sino cuántico.
Aspectos característicos:
1. Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.
2. Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio. Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas. Así establecieron el concepto de orbital, región del espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
3. Características de los orbitales: La energía está cuantizada. Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad. Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor.
4. El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos. Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución. Y por último, dada la cantidad de elementos, se necesitaba una clasificación. Hoy en día se utiliza la tabla periódica, aunque le precedieron muchos otras propuestas.
¿Qué no podía explicar?
Este modelo resulta incompleto en estos aspectos:
1. En su formulación original no tiene en cuenta el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo cuántico-Pauli.
2. Ignora los efectos relativistas de los electrones rápidos, esta deficiencia es corregida por la ecuación de Dirac que además incorpora la descripción del espín electrónico.
3. Si bien predice razonablemente bien los niveles energéticos, por sí mismo no explica por qué un electrón en un estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno libre. Esto fue explicado por primera vez por la electrodinámica cuántica y es un efecto de la energía del punto cero del vacío cuántico.
