Los modelos atómicos a lo largo de la historia

Ficha 2: Los modelos atómicos a lo largo de la historia.
Modelo de Demócrito.
Modelo de John Dalton.
Modelo de J.J. Thomson.
Modelo de Ernest Rutherford.
Modelo de Niels Bohr.
Modelo de Mecánica cuántica.
1.- Modelo de Demócrito.
Demócrito, filósofo griego, en el s. IV a.C., se preguntó si sería posible dividir una
sustancia indefinidamente (a simple vista las sustancias parecen continuas y se pueden
dividir). Demócrito llegó a la conclusión de que no, que llegaría un momento en que se
obtendrían unas partículas que ya no podrían divididirse más; a esas partículas las llamó
átomos, que en griego significa indivisible. Cada elemento tendría un átomo con unas
propiedades específicas, distintas de las de los átomos de los otros elementos. Las ideas
de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante más de
dos mil años.
Mientras tanto, se desarrolló la Química, se descubrieron nuevos elementos y las leyes
que gobiernan las transformaciones químicas, las leyes ponderales.
2.- Modelo de Dalton.
Precisamente para explicar algunas de estas leyes ponderales, John Dalton propuso, en
1808, una nueva teoría atómica.
Según esta teoría, un elemento está formado por pequeñísimas partículas esféricas,
indivisibles e indestructibles a las que llamó átomos, en honor a Demócrito. Los átomos
de un mismo elemento eran todos iguales entre sí, pero distintos de los átomos de los
otros elementos. La unión de los átomos daba lugar a la variedad de compuestos
conocidos y la ruptura de las uniones entre los átomos para formar nuevas uniones era el
origen de las transformaciones químicas.
3.- Modelo de Thomson.
A través del siglo XIX persistió esta concepción del átomo como partícula, carente de
estructura e indivisible. Pero esta teoría se vino finalmente abajo, como consecuencia de
una línea de experimentación relacionada con los fenómenos de electrización y
electrólisis que pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la materia
y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado por otras partículas
fundamentales más pequeñas.
En un experimento realizado en 1897, el físico inglés J.J. Thomson demostró que dentro
de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se
llamó electrones. Para explicar la existencia del electrón y el hecho de que la materia
era neutra, Thomson consideró que el átomo debía ser como una esfera maciza de
material cargado positivamente con una multitud de electrones incrustados (tantos como
fuesen necesario para compensar la carga positiva) como pasas en un pastel. Los
electrones se desprenderían con facilidad al frotar un objeto y esto explicaría el
fenómeno de la electrización.
4.- Modelo de Rutherford.
Ernest Rutherford, alumno de Thomson, realizó un experimento en 1911, en el que
descubrió que el modelo de su profesor no podía ser correcto, y propuso un modelo en
el que toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa se encontraba concentrada en
un reducido espacio, el núcleo atómico, mientras que su carga negativa de electrones
estaban muy lejos de él, girando a su alrededor, en la corteza, de forma que la mayor
parte del átomo estaba vacío (a escala, si el átomo tuviera el tamaño de un campo de
futbol, el núcleo tendría el tamaño del balón colocado en el centro). Es un modelo
parecido, más o menos, a nuestro sistema de planetas circulando en torno al Sol.
Posteriores investigaciones determinaron que el núcleo atómico estaba formado por dos
tipos de partículas, los protones, de carga positiva, y los neutrones, sin carga eléctrica.
En un experimento realizado en 1860, los físicos alemanes Bunsen y Kirchhoff
descubrieron que cada átomo, sin importar su estado, al ser calentado hasta la
incandescencia emite un modelo característico de líneas luminosas, los espectros
atómicos. El aparato utilizado para analizar los elementos de esta manera se llamó
espectroscopio. El modelo de Rutherford no podía explicar la existencia de espectros
atómicos.
5.- Modelo de Bohr.
El físico danés Niels Bohr, en 1913, propuso un modelo de átomo que los explicaba. El
modelo supone que los electrones no giran en torno al núcleo atómico de cualquier
forma, ni a cualquier distancia, sino que lo hacen a determinadas distancias del núcleo
llamadas niveles energéticos u órbitas. Esos niveles poseen más energía cuanto más
lejos están del núcleo. Las órbitas de los electrones están cuantizadas mediante 3
números: el número cuántico principal, n, que determina la distancia al núcleo (radio de
la órbita); el número cuántico azimutal, L, que determina la excentricidad de la órbita
(que sea más o menos elíptica); y el número cuántico magnético, m, que determina su
orientación en el espacio.
Con posterioridad se añadió un cuarto número cuántico, el número cuántico de spín, s,
que indica la rotación del electrón sobre si mismo. No pueden existir dos electrones en
un mismo átomo, con los cuatro números cuánticos iguales.
Al calentar una sustancia, los electrones que forman sus átomos adquieren energía y
pueden saltar a una órbita o nivel de energía superior. Pero esta situación no es estable,
cada electrón vuelve a caer en su órbita normal y al hacerlo emite energía en forma de
luz (raya del espectro. Como los electrones no pueden saltar a cualquier parte del átomo
sino solo a las órbitas permitidas no se obtiene un espectro de colores continuo, sino
solo rayas. El color de la rayas depende de la energía absorbida por los electrones y de
la órbita o nivel de energía a que salten.
6.- Mecánica cuántica.
Ya en la década de 1920 se propuso, gracias a los esfuerzos de Schrödinger, Heisenberg
y el propio Bohr, la teoría de la Mecánica Cuántica, que está vigente actualmente y da
explicación del comportamiento de los electrones y átomos individualmente, en
compuestos y en las transformaciones químicas.