Muchos de los procesos químicos que ocurren, tanto en la

naturaleza v como en los laboratorios, tienen una explicación a

nivel microscópico, donde átomos y moléculas participan

activamente. Así, para comprender los fenómenos y dar una

explicación que se aproxime a la realidad de lo que sucede, los

científicos utilizan modelos. Un modelo explica el fenómeno por medio de una

analogía que permite visualizar o hacer una creación mental cuando lo ocurrido

no se presenta explícitamente a nuestros sentidos. Por lo general el modelo

constituye una explicación sencilla, y proporciona una semejanza estructural

con el fenómeno que se estudia.

Un modelo no es una estructura rígida, sino que puede perfeccionarse,

cambiarse o desecharse si se vuelve obsoleto y ya no cumple la función para la

cual fue propuesto. Desde que la ciencia dio sus primero pasos y los químicos

iniciaron el estudio de la composición y propiedades de la materia, y se

desarrolló de la teoría atómica, los científicos emplearon modelos para

comprender la naturaleza del átomo.

En la actualidad se acepta que la materia está formada por átomos y se tiene

un modelo atómico consistente con el cual se explica satisfactoriamente su

comportamiento. Sin embargo, para llegar a este modelo, para que se llegara a

concebir el átomo en su forma actual, pasó mucho tiempo y fueron muchos los

científicos que investigaron; plantearon teorías y crearon modelos respecto a

la estructura de la materia y del átomo en sí. A pesar de las dificultades

evidentes, el concepto de que la materia es de naturaleza corpuscular (formada

por partículas) ha llegado a ser uno de los postulados fundamentales y

fructíferos de la Química y merece la pena revisar algunos pasos importantes

dados para llegar a esta conclusión.

A continuación te presentaremos de manera cronológica los diversos

escritos sobre la evolución del átomo y los distintos modelos propuestos

para explicarlos…

EVOLUCIÓN DEL ÁTOMO

El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue el

primer modelo atómico con bases científicas, formulado en1808.

John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el

rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en

que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos

químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos,

habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los

átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la

teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton desarrolló un

modelo científico y formulo una serie de postulados concernientes a la

naturaleza de los átomos, los cuales destacaban la masa como una propiedad

atómica fundamental.

Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, lo que debe considerarse

que está formada por unidades discretas, de tal manera que no se puede

dividir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está

dividida en átomos.

Basándose en los datos experimentales imperfectos de que disponía y

partiendo de la idea de que la materia es discontinua, Dalton propuso su teoría

por medio de los siguientes postulados:

Modelo atómico de John

Dalton

1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos,

que son indivisibles y no se pueden destruir.

2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su

propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes

elementos tienen pesos diferentes.

3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en

las reacciones químicas.

4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones

simples.

5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en

proporciones distintas y formar más de un compuesto.

6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más

elementos distintos.

La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”. Estos

átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna

reacción química, y nunca cambian. Los átomos de un mismo elemento son

iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos los

átomos de hidrógeno son iguales. Por otro lado, los átomos de elementos

diferentes, son diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentes

a los átomos de hidrógeno. Los átomos pueden combinarse para formar

compuestos químicos. Por ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden

combinarse y formar moléculas de agua. Los átomos, al combinarse para formar

compuestos guardan relaciones simples. Los átomos de elementos diferentes se

pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por

ejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono

(CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido

de carbono (CO2).

A partir de esta teoría, se establecen conceptos más refinados de elementos,

compuestos y mezclas en términos de la organización atómica.

Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo

La teoría atómica de Dalton explica la ley de la conservación de la masa, al

establecer, que durante una combinación química, los átomos de los elementos

no se crean ni se destruyen. Es así que los átomos que forman los reactivos

será el mismo de los productos.

La ley de las proporciones múltiples se deduce teniendo en cuenta el número de

átomos de cada elemento en compuestos diferentes formados por los mismos

elementos; así, el CO y CO2, según los postulados de Dalton, en el CO2 existen

dos veces más átomos de oxígeno por átomo de carbono que en el CO. El

monóxido de carbono tiene un átomo de oxígeno por cada átomo de carbono,

mientras que el CO2 tiene dos átomos de oxígeno por cada átomo de carbono.

Según las matemáticas, se puede afirmar que la relación de átomos de oxígeno

del CO con respecto al CO2 es 1:2, que representan números enteros sencillos.

La teoría de Dalton impulsó los conocimientos químicos durante un siglo. A

pesar de sus intentos, Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los

átomos, pues sabemos que es extremadamente pequeña, por lo que trató de

calcular la masa de los átomos con relación al hidrógeno, al que dio el valor

unidad.

Así surgió la escala química de masas atómicas

Posteriormente se tomó como átomo de referencia el oxígeno, al que se

atribuyó una masa igual a 16, y se definió la unidad de masa atómica (uma) como

1/16 de la masa del oxígeno.

LIMITACIONES DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

En un principio, Dalton dijo que la materia estaba formada por átomos, es

decir, por partículas indivisibles e inalterables. Pero al descubrirse la

existencia de las partículas subatómicas, se comprobó que el átomo no era

indivisible.

A pesar de que la teoría de Dalton era errónea, significó un avance muy

importante en el camino de la comprensión de la materia. Además, la aceptación

del modelo de Dalton no fue inmediata, y durante bastantes años muchos

científicos se resistieron a reconocer la existencia del átomo.

A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría,

se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo

modificaciones al modelo atómico inicial, Así que desde Dalton hasta nuestros

días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la

formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de

nuevos acontecimientos.

Varios átomos y moléculas representados en A New System of Chemical

Philosophy (1808) de John Dalton

Fracaso ante la ley de Gay-Lussac.

Para Dalton las últimas partículas de los elementos gaseosos como el hidrógeno,

oxígeno, cloro, etc., eran necesariamente simples y estaban constituidas por un

solo átomo (así, H,O, CI, N, ...) y que las de compuestos gaseosos tan

corrientes como el agua o el cloruro de hidrógeno eran naturalmente

compuestas pero formadas por sólo dos átomos distintos (HO, CIH, ... ). Sin

embargo, con estas fórmulas no se podían explicar las relaciones volumétricas

de Gay-Lussac:

La conclusión experimental de GAY-

LUSSAC de que un volumen de cloro se

une con un volumen de hidrógeno para

dar lugar a dos volúmenes de cloruro

de hidrógeno llevó a Dalton a suponer

que en los volúmenes iguales de cloro

y de hidrógeno debían existir

igual número de átomos.

Al imaginar que estos elementos se

unen átomo a átomo, formarán un

mismo número de «átomos» (hoy

moléculas) de cloruro de hidrógeno, al ser estos «átomos» indivisibles, debían

ocupar, en cambio, un volumen doble según los resultados de Gay Lussac.

La hipótesis de que en volúmenes iguales de gases debían existir igual número

de «átomos» tuvo Dalton que descartarla llegando a la conclusión de que los

resultados de GAY-LUSSAC eran inexactos.

Por el contrario, si la ley de Gay-Lussac era cierta estaba en contradicción con

los postulados de Dalton y su teoría atómica.

A mediados del siglo XIX, se

experimentaban con un nuevo fenómeno

que cambiaría drásticamente la visión de

la física. En ese momento se estudiaban la

naturaleza de la radiación producida por

un hilo metálico que transportaba

corriente eléctrica a través de un tubo

que se había vaciado de aire. Estos rayos,

procedentes del cátodo (polo negativo del

circuito), fueron llamados rayos catódicos.

El dispositivo anteriormente citado, el

tubo de rayos catódicos, podían colocarse

dos placas que al aplicarse una diferencia

de potencial eléctrico, se observaba una

fina línea de gas brillante que se formaba

cerca del cátodo ( - ) y se extendía hasta la placa el otro polo (ánodo, +). El

análisis de la luz emitida indicaba que estaba formada por residuos de gas que

se habían calentado al circular alguna "cosa" a través del mismo. Esa "cosa"

desconocida eran los rayos catódicos. Se pensaba que podían ser haces de

partículas, o una forma de radiación producida por vibraciones del éter,

supuesta sustancia que llenaba el espacio por el cual las ondas podían

desplazarse; idea que era sostenida por la mayoría de los científicos. Si bien la

situación se tornó más confusa en 1895 cuando WilhemRöntgen descubrió

accidentalmente los rayos X, las dudas fueron despejadas mediante los

experimentos realizados en el laboratorio de Cavendish, uno de los centros de

investigación en Cambridge.

J. J. Thomson, desde la década de 1870, diseñó un experimento en el que

Modelo Atómico de Joseph Thomson

intervenían el balance entre las propiedades eléctricas y magnéticas de una

partícula cargada en movimiento. Ya en ese entonces se sabía que un objeto

cargado era afectado por dos tipos de fuerzas. Desde Faraday se habla de

fuerzas electromagnéticas que actúan sobre cualquier objeto provisto de carga

eléctrica, pero no actúan sobre un elemento no cargado como una onda. De esa

manera, con el tiempo, los estudios por saber que eran los rayos catódicos se

centró en saber si tenían o no carga eléctrica; de tenerla sería afectada por

fuerzas electromagnéticas como la generada por un imán.

Tubo de rayos catódicos. Los electrones emitidos por el cátodo ( - ) son

acelerados por el campo eléctrico hacia el ánodo (+) que deja pasar algunos por

un orificio central. La trayectoria de este haz es afectada por la acción de un

campo magnético y uno eléctrico. J. J. Thomson buscaba cancelar esos efectos

para determinar la velocidad de los electrones.

Thomson armó un dispositivo, como lo muestra el esquema, anterior

modificando el tubo de rayos catódicos enrareciendo ligeramente el vacío con

un poco de gas, para medir la velocidad de los rayos catódicos (que en esa

época se los denominó rayos canales). Estos rayos debían atravesar una zona en

la que se había creado un campo eléctrico entre dos placas cargadas y un

campo magnético. Se ajustó el voltaje de las placas hasta que se compense

exactamente los efectos desviadores del campo magnético, así eran atraídos

por el ánodo. Thomson argumentó que si los rayos eran realmente partículas su

trayectoria debía ser afectada por los imanes y por las grandes cargas

eléctricas. Si el campo magnético obligaba a los rayos a moverse hacia abajo,

entonces se cargaba las placas de manera que desviaran el haz hacia arriba en

la misma medida. En otras palabras, igualaba la fuerza eléctrica a la magnética.

El importante resultado que obtuvo Thomson fue que la velocidad de los rayos

catódicos era cerca de 3.107 m/seg., lo cual es más o menos el 10% de la

velocidad de la luz. Evidentemente los rayos catódicos eran partículas. (De ser

ondas tendrían que viajar a la misma velocidad de la luz, 3.108 m/seg.). Puesto

que las supuestas partículas eran atraídas hacia el electrodo cargado

positivamente, concluyó que transportaban carga eléctrica negativa. Estos

corpúsculos fueron bautizados con el nombre de electrones, ya que provenían

de la electricidad, y calculó su masa en 9,11.10 – 28 g, algo demasiado pequeño.

El descubrimiento del electrón preocupó a los físicos de la época ya que se

habían habituado a considerar al átomo como la única partícula demasiado

pequeña, y ahora se les presentaba otra, por lo que comenzaron a preguntarse

si la materia estaba constituida fundamentalmente por átomos y electrones, ó,

como esta partícula cargada negativamente es mucho más pequeña había que

suponer que el electrón no era más que una parte constitutiva del átomo, pero,

de ser así, puesto que el electrón posee carga negativa ¿cómo explicaría que el

átomo en los experimentos realizados se hubiera concluido que era

eléctricamente neutro?. La única explicación posible es la existencia de una

parte electrizada positivamente que neutralizara la carga del electrón. Así fue

como J. J. Thomson propuso, sin atreverse a cambiar mucho el modelo de

Dalton, una imagen del átomo como una especie de bolita hueca cargada

positivamente dentro de la cual, a modo de semillas, se encontrarían los

electrones.

Así, es como Thomson postula que el átomo se

compone de una esfera cargada positivamente

en la que reside la mayor parte del átomo y

sobre la cual se incrustan los electrones.

El Modelo atómico de J. J. Thomson, fue

publicado entre los años 1.898 y 1.904

Thomson, partiendo de las informaciones que

se tenían hasta ese momento presentó algunas

hipótesis en 1898 y 1904, intentando

justificar dos hechos:

1. La materia es eléctricamente neutra, lo que

hace pensar que, además de electrones, debe

de haber partículas con cargas positivas.

2. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas

positivas.

Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa

aparecía asociada con la carga positiva (dada la poca masa del electrón en

comparación con la de los átomos) y suponiendo que había un cierto número de

electrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa de carga positiva

(como una especie de pastel o calabaza en la que los electrones estuviesen

incrustados como si fueran trocitos de fruta o pepitas).

Fue un primer modelo realmente atómico, referido a la constitución de los

átomos, pero muy limitado y pronto fue sustituido por otros.

Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de

Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada

positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo

parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo

explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los

átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además

los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era

suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

Los experimentos llevados a cabo en 1911

bajo la dirección de Ernest Rutherford

modificaron las ideas existentes sobre la

naturaleza del átomo. Rutherford y sus

colaboradores bombardearon una fina

lámina de oro con partículas alfa (núcleos

de helio) procedentes de un elemento

radiactivo. Observaban, mediante una

pantalla fluorescente, en qué medida eran

dispersadas las partículas. La mayoría de

ellas atravesaba la lámina metálica sin

cambiar de dirección; sin embargo, unas

pocas eran reflejadas hacia atrás con

ángulos pequeños. Éste era un resultado

completamente inesperado, incompatible

con el modelo de átomo macizo existente.

Mediante un análisis matemático de las fuerzas involucradas, Rutherford

demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado

positivamente, situado en el centro del

átomo de oro. De esta forma dedujo que la

mayor parte del átomo es espacio vacío, lo

que explicaba por qué la mayoría de las

partículas que bombardeaban la lámina de

oro, pasaran a través de ella sin desviarse

Dispositivo experimental de Rutherford

para la medida de la dispersión de

partículas a, mediante láminas metálicas

muy delgadas. La fuente de partículas a es

Modelo Atómico de Rutherford

el Polonio radiactivo colocado en el interior de un bloque de plomo, que sirve

para proteger de las radiaciones y para seleccionar un haz de partículas. La

lámina de oro que se utilizó tenía un espesor de 0.00006 cm.

Interpretación del experimento de Rutherford. La mayor parte de un átomo

está casi vacío ya que solo está ocupado por livianos electrones. Toda la carga

positiva del átomo y casi toda su masa se encuentra en el centro, en un núcleo

muy denso y pequeño. La mayoría de las partículas a atraviesan el átomo con

carga positiva (líneas a) atraviesan el átomo por el espacio desocupado sin

experimentar desviaciones, algunas se acercan a los núcleos (b) y se desvían al

ser repelidas por su carga positiva. Solo unas pocas llegan a acertar (c) en el

núcleo y salen despedidas hacia atrás.

Las palabras de Rutherford después de realizar el experimento fueron:

”ES LO MÁS INCREIBLE QUE ME HA SUCEDIDO EN MI VIDA. CASI

TAN INCREIBLE COMO SI AL DISPARAR BALAS CONTRA UN PAPEL DE

SEDA, ALGUNAS SE VOLVIERAN CONTRA USTED”.

Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero

no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los

electrones.

En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo

como los planetas alrededor del sol.

Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción

electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar

moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó

que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento:

de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto

eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada,

emite o absorbe radiación electromagnética.

El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal

continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería

emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la

energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en

espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el

de Bohr unos años más tarde.

Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Lord

Rutherford propuso en el 1.911 este modelo de átomo:

a. El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en

la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del

núcleo.

b. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la

carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La

corteza está formada por los electrones que tenga el átomo.

c. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.

d. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas

100.000 veces menor)

Limitaciones de este modelo

La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez

la existencia de un núcleo en el átomo (término que, paradójicamente, no

aparece en sus escritos). Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar

los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro

del átomo, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran

rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en

la comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo

atómico donde se concentraba toda lacarga positiva y más del 99,9% de

la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte

estaba vacío.

Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío

alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo.

Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de

nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:

Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas

positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho

que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza

nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales.

Por otro lado existía otra dificultad proveniente de

la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y

acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del

núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y

finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton, junto con

las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismoaplicadas al átomo de

Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de s, toda la

energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los

electrones sobre el núcleo.2Se trata, por tanto de un modelo físicamente

inestable, desde el punto de vista de la física clásica.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y

forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y

forma algo indefinidos. Los resultados de su experimento le permitieron

calcular que el radio atómico era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, y en

consecuencia, que el interior de un átomo está prácticamente vacío.

La estructura electrónica de un átomo

describe las energías y la disposición de los

electrones alrededor del átomo. Gran parte

de lo que se conoce acerca de la estructura

electrónica de los átomos se averiguó

observando la interacción de la radiación

electromagnética con la materia.

Sabemos que el espectro de un elemento

químico es característico de éste y que del

análisis espectroscópico de una muestra

puede deducirse su composición.

El origen de los espectros era desconocido

hasta que la teoría atómica asoció la

emisión de radiación por parte de los

átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a

la que éstos se encuentran del núcleo.

La teoría de los cuantos de Planck la aporto a Bohr dos ideas:

a. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades

discretas de energía (están cuantizados)

b. Sólo se emite radiacción cuando el oscilador pasa de un estado

cuantizado a otro de mayor energía.

El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo

modelo atómico que se basa en tres postulados:

Primer Postulado:

Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir

energía

Segundo Postulado:

Modelo Atómico de Bohr

Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para

las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.

Siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el

radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico

principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.

Tercer postulado:

Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia

de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación

electromagnética.

Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía,

sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor

energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe

cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía

absorbida o emitida será:

En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas

circulares que determinan diferentes niveles de energía.

Bohr describió el átomo de hidrógeno con

un protón en el núcleo, y girando a su

alrededor un electrón.

En éste modelo los electrones giran en

órbitas circulares alrededor del núcleo;

ocupando la órbita de menor energía

posible, o sea la órbita más cercana

posible al núcleo.

Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre

de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores

desde 1 hasta 7 .

La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de

hidrógeno.

rn=n2a0, dónde n= 1, 2, 3, ... y a0=0.53 Å (53 pm)

La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estas

órbitas, y la energía. Por convenio, cuando el electrón está separado del núcleo

se dice que está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído por

el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa,

y su valor desciende a

RH es una constante que depende de la masa y la carga del electrón y cuyo valor

es 2.179 · 10-18 J.

Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita

más próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía permitida más baja, o el estado

fundamental. Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel

más alto (n=2,3, ...) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado

excitado. En este estado excitado el átomo no es estable y cuando el electrón

regresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada de

energía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles.

La energía de un fotón, bien sea absorbido o emitido, se calcula de acuerdo con

la ecuación de Planck.

Representación de las

órbitas n distancia

1 0,53 Å

2 2,12 Å

3 4,76 Å

4 8,46 Å

5 13,22 Å

6 19,05 Å

7 25,93 Å

Nota: Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) y

equivale a 1.0 x 10-10 metros.

El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita

"absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón

necesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación).

Este modelo implicaba los siguientes postulados:

1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento

(niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados

estacionarios tenía una energía fija y definida.

2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero

cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita

circular alrededor del núcleo.

4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los

cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2

· 3.14.

Propiedades del Átomo de Bohr.

Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de

este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de

electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen

características similares.

Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas

subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los

electrones.

Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y

los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen

electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas

con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas

estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.

Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero

no pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo

que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta

partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del

protón (1,6748210-27kg.).

Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas

estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El

modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de

átomos mayores.

Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta

solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas

constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentales

sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos,

responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que

poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo

mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un

núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible

interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de uh

electrón (átomos poli electrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos

para formar enlaces químicos.

El modelo atómico de Schrödinger (1924) es

un modelo cuántico no relativista. Se basa en

la solución de la ecuación de

Schrödinger para un potencial electrostático

con simetría esférica, llamado

también átomo hidrogenoide. En este modelo

los electrones se contemplaba originalmente

como una onda estacionaria de materia cuya

amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el

radio atómico.

El modelo atómico de Schrödinger concebía

originalmente los electrones como ondas de

materia. Así la ecuación se interpretaba

como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio

de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación

probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación

es compatible con los electrones concebidos como partículas cuasipuntuales

cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la

integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la

interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía

hacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de

movimiento pueden conocerse simultáneamente, por el principio de

incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no están

determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y

sudistribución de probabilidad.

El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisión

espectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El modelo

también predice adecuadamente la modificación de los niveles

energéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico (efecto

Modelo Atómico de

Shorödinger

Zeeman y efecto Stark respectivamente). Además, con ciertas

modificaciones semiheurísticas el modelo explica el enlace químico y la

estabilidad de las moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en los

niveles energéticos puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, pero

donde el electrón es descrito mediante la ecuación relativista de Dirac en lugar

de mediante la ecuación de Schrödinger. El átomo reside en su propio eje.

Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a una

confusión ya que no explica la estructura completa del átomo. El modelo de

Schrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interacción

con la estructura electrónica de otros átomos, pero no explica como es el

núcleo atómico ni su estabilidad.

Insuficiencias del modelo:

Si bien el modelo de Schrödinger describe adecuadamente la estructura

electrónica de los átomos, resulta incompleto en otros aspectos:

1. El modelo de Schrödinger en su formulación original no tiene en cuenta

el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo de

Schrödinger-Pauli.

2. El modelo de Schrödinger 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. El modelo de Schrödinger 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.

Cuando se considera un átomo de hidrógeno los dos primeros aspectos pueden

corregirse añadiendo términos correctivos al hamiltoniano atómico.