2. ¿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).
3. 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.
4. 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”)
6. 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.
7. 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.
8. 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.
9. 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.
10. 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)
11. 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.
12. 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).
13. 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.
14. 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.
15. Representación del átomo de Schrödinger.
Esquema de la disposición de los orbitales
propuestos por las ecuaciones de Schrödinger.
Esquema de
la densidad
en la nube
de carga
negativa
donde es
más
probable
encontrar un
electrón.
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.
