Notas Exhaustivas sobre el Desarrollo y Evolución del Modelo Atómico

Primeros Conceptos de la Materia y la Antigüedad

• Desde tiempos remotos, la humanidad se ha cuestionado la composición fundamental del universo.
• Hace más de 2400 años, los filósofos griegos propusieron las primeras respuestas formales sobre la materia:
  • Tales de Mileto: Postuló que el elemento base es el Agua.
  • Anaxímenes: Propuso que el Aire es el origen de todo.
  • Heráclito: Argumentó que el elemento fundamental es el Fuego.
  • Xenófanes: Sugirió que la Tierra es la base de la materia.
  • Empédocles: Propuso una combinación de cuatro elementos: Aire, Fuego, Tierra y Agua, movidos por fuerzas como el Amor.

El Átomo de los Griegos: Leucípo y Demócrito

• Los primeros avances hacia la naturaleza discontinua de la materia surgieron hacia el año 370 A.C.
• Leucípo y su discípulo Demócrito postularon que la materia no es continua, sino que está formada por partículas extremadamente pequeñas.
• Definieron estas partículas como átomos, término que proviene de:
  • $a$ = sin.
  • $Tomos$ = división.
• Según sus planteamientos, los átomos poseen tres propiedades fundamentales:
  • Forma.
  • Volumen.
  • Masa.

La Teoría Atómica de John Dalton (1809)

• John Dalton (1766-1844), profesor inglés de química, rescató las ideas de Demócrito y Leucípo tras dos mil años de olvido.
• En 1809 publicó su obra fundamental: Nuevo sistema de la filosofía química.
• Su objetivo era explicar las leyes de la química mediante la naturaleza atómica de la materia.
• La teoría de Dalton se considera la primera teoría atómica formal y comprende tres postulados principales:
  1. Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos.
  2. Los átomos de un mismo elemento tienen pesos y propiedades iguales, pero son diferentes de los átomos de los demás elementos.
  3. El cambio químico consiste en la combinación, separación o reordenamiento de átomos. Los átomos de distintos elementos se pueden unir entre sí en proporciones numéricas simples.
• Dalton también fue pionero al asignar símbolos específicos a algunos elementos.

Descubrimientos sobre la Naturaleza Eléctrica de la Materia

• A partir del siglo XVIII, diversos experimentos comenzaron a revelar que el átomo no era una esfera sólida e indivisible, sino que tenía una naturaleza eléctrica:
  • Benjamín Franklin (1760): Comprobó la naturaleza eléctrica de los rayos.
  • Alessandro Volta (1800): Probó las propiedades eléctricas de ciertos compuestos químicos.
  • William Crookes: Estudió las propiedades de los gases a bajas presiones sometidos a diferentes potenciales eléctricos.
    • Descubrió que los gases producían imágenes luminosas en el aire.
    • Observó que cada gas producía un color diferente.
    • Aplicación práctica: Las lámparas de neón. Se fabrican extrayendo el aire de tubos de cristal y llenándolos con gas neón a baja presión. Al aplicar corriente eléctrica, fluye a través del gas formando una franja luminosa entre los dos electrodos.

Tubo de Rayos Catódicos y el Descubrimiento del Electrón

• William Crookes observó que, si se eliminaba el gas del tubo, el resplandor de colores desaparecía, pero se producían pequeños relampagueos en el borde del tubo.
• Identificó la existencia de los rayos catódicos, llamados así porque viajaban siempre desde el cátodo ($-$) hacia el ánodo ($+$) en línea recta.
• Joseph Thomson (1897) realizó observaciones críticas sobre estos rayos:
  • Notó que los rayos catódicos eran desviados por campos magnéticos.
  • Dado que la luz ordinaria no es afectada por imanes, concluyó que los rayos eran materia y no luz.
  • Postuló que estos rayos eran un haz de partículas negativas a las que llamó electrones ($e^-$).

Tubo de Rayos Canales y el Descubrimiento del Protón

• En 1886, Eugen Goldstein utilizó un tubo de rayos catódicos con un cátodo perforado.
• Observó un tipo de rayos distinto que procedían del ánodo y atravesaban las perforaciones del cátodo.
• Estos rayos tenían carga positiva y se desviaban ante campos magnéticos.
• Estas partículas de carga positiva fueron llamadas protones.

El Modelo Atómico de Joseph Thomson

• Thomson planteó que el átomo es la unidad fundamental de la materia.
• Características de su modelo:
  • El átomo es eléctricamente neutro.
  • Es representado como una gran esfera de masa cargada positivamente.
  • Los electrones se encuentran incrustados (puestos uniformemente) dentro de esta masa positiva.

El Descubrimiento de la Radiactividad

• Diversos científicos contribuyeron al estudio de las emisiones espontáneas de la materia:
  • Wihelm Roentgen (1895): Descubrimiento de los Rayos X.
  • Henri Becquerel (1896): Descubrimiento de la radiactividad del Uranio (emisión espontánea de radiaciones).
  • Marie Sklodowska y Pierre Curie (1903): Descubrieron el Polonio y el Radio, clasificándolos como elementos radiactivos.

Emisiones Radiactivas según Ernest Rutherford (1899)

• Rutherford observó que la radiación emitida por elementos radiactivos se descomponía en cuatro tipos distintos al pasar por un campo magnético:
  • Rayos alfa (\alpha): Compuestos por dos protones y dos neutrones. Tienen una masa de $4\,u.m.a.$ y una carga de $+2$. Son los más lentos.
  • Rayos Beta Negativo (\beta^-): Partículas idénticas a los electrones, con carga $-1$, que viajan a gran velocidad.
  • Rayos Beta Positivo (\beta^+ or positrones): Haces de electrones con carga positiva $+1e$. Se producen cuando un protón se convierte en neutrón; poseen la misma masa, energía y velocidad que los $\beta^-$.
  • Rayos gamma (\gamma): Radiación electromagnética idéntica a la luz pero de mayor energía. Atraviesan casi toda la materia y tienen gran alcance.

El Experimento y Modelo Atómico de Ernest Rutherford (1909)

• Rutherford buscaba demostrar que los átomos no eran esferas sólidas e indivisibles.
• Experimento: Bombardeó una lámina muy fina de oro con partículas alfa ($\alpha$) emitidas por materiales radiactivos.
• Observaciones:
  • La gran mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, como si no hubiera nada.
  • Unas pocas chocaban y rebotaban en diferentes direcciones.
  • En algunos casos, las partículas eran repelidas hasta $180^{\circ}$.
• Modelo Atómico de Rutherford (Planetario):
  • El átomo posee un núcleo central con carga positiva que concentra casi toda la masa.
  • El átomo es mayoritariamente espacio vacío, lo que explica por qué las partículas $\alpha$ pasan fácilmente.
  • Los electrones giran en la periferia en torno al núcleo.
  • El átomo es neutro porque las cargas se contrarrestan.

Inconsistencias del Modelo de Rutherford

• El modelo enfrentó dos críticas teóricas principales:
  1. Según la física clásica, toda partícula acelerada (como un electrón girando) debe emitir energía electromagnética. Esto implicaría que todos los átomos emitirían el mismo espectro.
  2. La pérdida continua de energía haría que el electrón se moviera cada vez más rápido y a distancias más cortas del núcleo, hasta precipitarse y colapsar contra él, aniquilando el átomo.

Hipótesis de Max Planck (1900)

• Planck propuso que la materia está formada por partículas que oscilan emitiendo energía electromagnética.
• Concepto de CUANTO: La energía emitida posee un valor determinado y discreto.
• La energía es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación.
• La energía solo puede absorberse o emitirse en cuantos completos.

Modelo Atómico de Niels Bohr (1913)

• Bohr aplicó los principios cuánticos de Planck al modelo de Rutherford para resolver su inestabilidad.
• Mantuvo la estructura planetaria pero introdujo condiciones específicas para el electrón:
  1. Órbitas Estables: El electrón solo puede moverse a distancias determinadas del núcleo ($n$) llamadas órbitas de radio y energía definidas.
  2. Transiciones de Energía: Un electrón en un nivel estable no emite energía. Solo gana o pierde energía cuando salta de una órbita a otra.
• Este modelo explica satisfactoriamente los espectros de emisión y absorción de luz, particularmente del hidrógeno ($H$).

La Dualidad Onda-Partícula y el Principio de Incertidumbre

• Louis Víctor de Broglie (1923): Basado en las teorías de Einstein, propuso que toda la materia presenta un movimiento ondulatorio. El electrón se comporta como una onda según la ecuación: $\lambda = \frac{h}{mv}$.
• Werner Heisenberg (1926): Formuló el Principio de Incertidumbre, que establece que es imposible conocer simultáneamente y con exactitud la velocidad (momento) y la posición de una partícula debido a su naturaleza ondulatoria. A mayor precisión en uno, menor en el otro.

Modelo Cuántico o de Probabilidades (Schrödinger)

• Erwin Schrödinger (1926): Sustituyó la idea de trayectorias definidas (órbitas) por la probabilidad de hallar al electrón en una zona del espacio.
• Densidad Electrónica: También llamada nube de carga electrónica, es la zona de alta probabilidad de encontrar al electrón.
• Los estados de energía u orbitales se describen mediante números cuánticos:
  • Principal ($n$).
  • Secundario o azimutal ($l$).
  • Magnético ($m_l$).
  • De espín ($m_s$).
• Este modelo utiliza la mecánica cuántica y soluciones a ecuaciones de onda.

Descubrimiento del Neutrón (1934)

• James Chadwick descubrió el neutrón bombardeando átomos de Berilio ($Be$) con partículas alfa.
• Este descubrimiento confirmó el pronóstico de Rutherford sobre una partícula con masa similar al protón pero sin carga eléctrica (neutra).
• Con esto, la estructura nuclear quedó definida por protones y neutrones.

Organización de Niveles de Energía

• La distribución de electrones en el átomo sigue un orden jerárquico según los niveles y subniveles de energía:
  • Nivel 1: $1s^2$ (Capacidad total: 2).
  • Nivel 2: $2s^2, 2p^6$ (Capacidad total: 8).
  • Nivel 3: $3s^2, 3p^6, 3d^{10}$ (Capacidad total: 18).
  • Nivel 4: $4s^2, 4p^6, 4d^{10}, 4f^{14}$ (Capacidad total: 32).
  • Nivel 5: $5s^2, 5p^6, 5d^{10}, 5f^{14}$.
  • Nivel 6: $6s^2, 6p^6, 6d^{10}, 6f^{14}$.
  • Nivel 7: $7s^2, 7p^6, 7d^{10}, 7f^{14}$.