Atomismo filosófico

Demócrito y Leucipo, dos griegos del siglo VI a. C. Los griegos creían que todos los

átomos estaban hechos del mismo material pero tenían diferentes formas y tamaños, que

eran los factores que determinaban las propiedades físicas del material. Por ejemplo, ellos

creían que los átomos de un líquido eran lisos, lo que les permitiría deslizarse uno sobre

otro.Según esta línea de pensamiento, el grafito y el diamante estarían compuestos por

dos tipos diferentes de átomos, si bien hoy sabemos que son dos isómeros del carbono.

Durante el siglo XII(en plena Edad de Oro Islámica), los atomistas islámicos desarrollaron

teorías atómicas que eran una síntesis del atomismo griego y el indio. Desarrollaron y

profundizaron en las antiguas ideas griegas e indias y aportaron otras nuevas, como la

posibilidad de hacer que existiesen partículas más pequeñas que un átomo. Al mismo

tiempo que la influencia islámica empezaba a extenderse por Europa, las ideas atómicas

islámicas, junto con las griegas e indias, comenzaron a difundirse por toda Europa a

finales de la Edad Media.

Posteriormente el físico y químico británico John Dalton propuso a principios del siglo XIX

los fundamentos de la teoría atómica, aportando así las bases para el rápido desarrollo de

la química moderna. Los siguientes postulados forman parte de la teoría atómico

molecular:

1. La materia se compone de partículas pequeñas, definidas e indestructibles

llamadas “átomos”, que no se pueden dividir por ningún método físico, ni químico

ordinario.

2. Los átomos de un mismo elemento son todos idénticos y poseen las mismas

propiedades.

3. Las moléculas se forman mediante la unión de un número entero de átomos de un

mismo elemento simple, o de la unión de diferentes elementos simples.

4. Las moléculas de un elemento o sustancia simple se forman con átomos idénticos

del mismo elemento.

5. Cuando un solo átomo constituye la molécula de un elemento o sustancia simple,

dicha molécula constituye, a su vez, el átomo de ese propio elemento.

6. Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas, al menos, por

átomos de dos elementos simples diferentes.

7. La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma (Ley de la

conservación de la materia)

Teoría atómica moderna

Nacimiento de la teoría atómica moderna

Artículo principal: Modelo atómico de Dalton

En los primeros años del siglo XIX, John Dalton desarrolló su modelo atómico, en la que proponía que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). Esta teoría tuvo diversos precedentes.

El primero fue la ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que afirma que la masa total en una reacción química permanece constante. Esta ley le sugirió a Dalton la idea de que la materia era indestructible.

El segundo fue la ley de las proporciones definidas. Enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust en 1799, afirma que, en un compuesto, los elementos que lo conforman se combinan en proporciones de masa definidas y características del compuesto.

Dalton estudió y amplió el trabajo de Proust para desarrollar la ley de las proporciones múltiples: cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como

producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

En 1803, Dalton publicó su primera lista de pesos atómicos relativos para cierta cantidad de sustancias. Esto, unido a su rudimentario material, hizo que su tabla fuese muy poco precisa. Por ejemplo, creía que los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados que los átomos de hidrógeno, porque en el agua midió 5,5 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno y creía que la fórmula del agua era HO (en realidad, un átomo de oxígeno es 16 veces más pesado que un átomo de hidrógeno).

La ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases, estudiando los volúmenes en los que reaccionaban. Por ejemplo: el hecho de que dos litros de hidrógeno reaccionasen con un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes), significaba que una única molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua. De esta forma, Avogadro podía calcular estimaciones más exactas de la masa atómica del oxígeno y de otros elementos, y estableció la distinción entre moléculas y átomos.

Ya en 1784, el botánico escocés Robert Brown, había observado que las partículas de polvo que flotaban en el agua se movían al azar sin ninguna razón aparente. En 1905, Albert Einstein tenía la teoría de que este movimiento browniano lo causaban las moléculas de agua que "bombardeaban" constantemente las partículas, y desarrolló un modelo matemático hipotético para describirlo.El físico francés Jean Perrin demostró experimentalmente este modelo en 1911, proporcionando además la validación a la teoría de partículas (y por extensión, a la teoría atómica).

Descubrimiento de las partículas subatómicas

Artículo principal: Modelo atómico de Thomson

El tubo de rayos catódicos de Thomson, en el que observó la desviación de los rayos catódicos por un campo

eléctrico.

Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña de la materia, cuando J.J Thomson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos.1 El tubo de rayos catódicos que usó Thomson era un recipiente cerrado de vidrio, en el cual los doselectrodos estaban separados por un vacío. Cuando se aplica una diferencia de tensión a los electrodos, se generan rayos catódicos, que crean un resplandor fosforescente cuando chocan con el extremo opuesto del tubo de cristal. Mediante la experimentación, Thomson descubrió que los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico (además de desviarse con los campos magnéticos, cosa que ya se sabía). Afirmó que estos rayos, más que ondas, estaban compuestos por partículas cargadas negativamente a las que llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos las rebautizarían como electrones).

Thomson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. De esta forma, estipuló que los átomos eran divisibles, y que los corpúsculos eran sus componentes. Para explicar la carga neutra del átomo, propuso que los corpúsculos se distribuían en estructuras anilladas dentro de

una nube positiva uniforme; éste era el modelo atómico de Thomson o "modelo del plum cake".2

Ya que se vio que los átomos eran realmente divisibles, los físicos inventaron más tarde el término "partículas elementales" para designar a las partículas indivisibles.

Descubrimiento del núcleo

Artículo principal: Modelo atómico de Rutherford

Experimento de la lámina de oro

Arriba: Resultados esperados: las partículas alfa pasan sin problemas por el modelo atómico de Thomson.

Abajo: Resultados observados: una pequeña parte de las partículas se desvía, lo que revela la existencia de

un lugar en el átomo donde se concentra la carga positiva.

El modelo atómico de Thomson fue refutado en 1909 por uno de sus estudiantes, Ernest Rutherford, que descubrió que la mayor parte de la masa y de la carga positiva de un átomo estaba concentrada en una fracción muy pequeña de su volumen, que suponía que estaba en el mismo centro.

En su experimento, Hans Geiger y Ernest Marsden bombardearon partículas alfa a través de una fina lámina de oro (que chocarían con unapantalla

fluorescente que habían colocado rodeando la lámina).3 Dada la mínima como masa de los electrones, la elevada masa y momento de las partículas alfa y la distribución uniforme de la carga positiva del modelo de Thomson, estos científicos esperaban que todas las partículas alfa atravesasen la lámina de oro sin desviarse, o por el contrario, que fuesen absorbidas. Para su asombro, una pequeña fracción de las partículas alfa sufrió una fuerte desviación. Esto indujo a Rutherford a proponer el modelo planetario del átomo, en el que los electrones orbitaban en el espacio alrededor de un gran núcleo compacto, a semejanza de los planetas y el Sol.4

Descubrimiento de los isótopos

En 1913, Thomson canalizó una corriente de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos, hasta chocar con una placa fotográfica que había colocado al otro lado. Observó dos zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectorias de desviación diferentes. Thomson concluyó que esto era porque algunos de los iones de neón tenían diferentes masas; así fue como descubrió la existencia de los isótopos 5

Descubrimiento del neutrón

En 1918, Rutherford logró partir el núcleo del átomo al bombardear gas nitrógeno con partículas alfa, y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno. Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno procedían de los núcleos de los mismos átomos de nitrógeno.6 Más tarde descubrió que la carga positiva de cualquier átomo equivalía siempre a un

número entero de núcleos de hidrógeno. Esto, junto con el hecho de que el hidrógeno —el elemento más ligero— tenía una masa atómica de 1, le llevó a afirmar que los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares, constituyentes básicos de todos los núcleos atómicos: se había descubierto el protón. Un experimento posterior de Rutherford mostró que la masa nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los protones que tenía. Por tanto, postuló la existencia de partículas sin carga, hasta entonces desconocidas más tarde llamadas neutrones, de donde provendría este exceso de masa.

En 1928, Walther Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutra cuando se le bombardeaba con partículas alfa. En 1932,James Chadwick expuso diversos elementos a esta radiación y dedujo que ésta estaba compuesta por partículas eléctricamente neutras con una masa similar la de un protón.7Chadwick llamó a estas partículas "neutrones"

Modelos cuánticos del átomo

Artículos principales: Modelo atómico de Schrödinger, Modelo atómico de Bohr y Modelo atómico de Sommerfeld

El modelo planetario del átomo tenía sus defectos. En primer lugar, según la fórmula de Larmor del electromagnetismo clásico, una carga eléctrica en aceleración emite ondas electromagnéticas, y una carga en órbita iría perdiendo energía y describiría una espiral hasta acabar cayendo en el núcleo. Otro fenómeno que el modelo no explicaba era por qué los átomos excitados sólo emiten luz con ciertos espectros discretos.

El modelo de Bohr.

La teoría cuántica revolucionó la física de comienzos del siglo XX, cuando Max Planck y Albert Einstein postularon que se emite o absorbe una leve cantidad de energía en cantidades fijas llamadas cuantos. En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea a su modelo atómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar alrededor del núcleo en órbitas circulares determinadas, con una energía y un momento angular fijos, y siendo proporcionales las distancias del núcleo a los respectivos niveles de energía.8 Según este modelo, los átomos no podrían describir espirales hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera continua; en cambio, sólo podrían realizar "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de energía.9 Cuando esto ocurre, el átomo absorbe o emite luz a una frecuencia proporcional a la diferencia de energía (y de ahí la absorción y emisión de luz en los espectros discretos).9 Arnold Sommerfeld amplió el átomo de Bohr en 1916 para incluir órbitas elípticas, utilizando una cuantificación de momento generalizado.

El modelo de Bohr-Sommerfeld ad hoc era muy difícil de utilizar, pero a cambio hacía increíbles predicciones de acuerdo con ciertas propiedades espectrales. Sin embargo,

era incapaz de explicar los átomos multielectrónicos, predecir la tasa de transición o describir las estructuras finas e hiperfinas.

En 1924, Louis de Broglie propuso que todos los objetos —particularmente las partículas subatómicas, como los electrones— podían tenerpropiedades de ondas. Erwin Schrödinger, fascinado por esta idea, investigó si el movimiento de un electrón en un átomo se podría explicar mejor como onda que como partícula. La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926,10 describe al electrón como una función de onda en lugar de como una partícula, y predijo muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no podía explicar. Aunque este concepto era matemáticamente correcto, era difícil de visualizar, y tuvo sus detractores.11Uno de sus críticos, Max Born, dijo que la función de onda de Schrödinger no describía el electrón, pero sí a muchos de sus posibles estados, y de esta forma se podría usar para calcular la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier posición dada alrededor del núcleo.12

En 1927, Werner Heisenberg indicó que, puesto que una función de onda está determinada por el tiempo y la posición, es imposible obtener simultáneamente valores precisos tanto para la posición como para el momento de la partícula para cualquier punto dado en el tiempo.13 Este principio fue conocido como principio de incertidumbre de Heisenberg.

Los cinco orbitales atómicos de un átomo de neón, separados y ordenados en orden creciente de energía. En

cada orbital caben como máximo dos electrones, que están la mayor parte del tiempo en las zonas

delimitadas por las "burbujas".

Este nuevo enfoque invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas circulares claramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero —dependiendo de su nivel de energía— tiende a estar con más frecuencia en ciertas regiones alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas como orbitales atómicos.

Importancia

La importancia de esta teoría no puede ser exagerada. Se ha dicho (por ejemplo el premio Nobel Richard Feynman ) que la teoría atómica es la teoría más importante en la historia de la ciencia. Esto se debe a las implicaciones que ha tenido, tanto para la ciencia básica como por las aplicaciones que se han derivado de ella.

Toda la química y bioquímica modernas se basan en la teoría de que la materia está compuesta de átomos de diferentes elementos, que no pueden transmutarse por métodos químicos. Por su parte, la química ha permitido el desarrollo de la industria farmacéutica, petroquímica,

de abonos, el desarrollo de nuevos materiales, incluidos los semiconductores, y otros avances.

Modelo atómico de Thomson

Representación esquemática del modelo de Thomson.

El modelo atómico de Thomson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en

1904 por Joseph John Thomson, descubridor delelectrón 1  en 1897, mucho antes del

descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto

por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un budin de pasas.2 Se

pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras

ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga

positiva. En 1906 Thomson recibió elpremio Nobel de Física por sus investigaciones en la

conducción eléctrica en gases.

El átomo no deja de ser un sistema material que contiene una cierta cantidad de energía

externa. Ésta provoca un cierto grado de atracción de los electrones contenidos en la

estructura atómica. Desde este punto de vista, puede interpretarse que el modelo atómico

de Thomson es un modelo actual como consecuencia de la elasticidad de los electrones

en el coseno de la citada estructura.

Si hacemos una interpretación del modelo atómico desde un punto de vista

más microscópico, puede definirse una estructura abierta para el mismo, dado que los

protones se encuentran inmersos y sumergidos en el seno de la masa que define la carga

neutra del átomo.

Dicho modelo fue rebatido tras el experimento de Rutherford,3 cuando se descubrió el

núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.4

Modelo atómico de Rutherford

Modelo de un átomo de Rutherford.

El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura

interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest

Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado

en 1911.

Introducción

Antes de la propuesta de Rutherford, los físicos aceptaban que las cargas eléctricas en el

átomo tenían una distribución más o menos uniforme. Rutherford trató de ver cómo era la

dispersión de partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro muy delgada.

Los ángulos resultantes de la desviación de las partículas supuestamente aportarían

información sobre cómo era la distribución de carga en los átomos. En concreto, era de

esperar que si las cargas estaban distribuidas acordemente almodelo atómico de

Thomson la mayoría de las partículas atravesarían la delgada lámina sufriendo sólo

ligerísimas deflacciones en su trayectoria aproximadamente recta. Aunque esto era cierto

para la mayoría de partículas alfa, un número importante de estas sufrían deflexiones de

cerca de 180º, es decir, prácticamente salían rebotadas en dirección opuesta a la

incidente.

Rutherford apreció que esta fracción de partículas rebotadas en dirección opuesta podía

ser explicada si se asumía que existían fuertes concentraciones de cargas positivas en el

átomo. La mecánica newtoniana en conjunción con la ley de Coulomb predice que el

ángulo de deflexión de una partícula alfa relativamente ligera, por parte de un átomo de

oro más pesado depende del parámetro de impacto o distancia a la que la partícula alfa

pasaba del núcleo:1

(1)

Donde:

, siendo   la constante dieléctrica del vacío y  , es la carga

eléctrica del centro dispersor.

, es la energía cinética inicial de la partícula alfa incidente.

 es el parámetro de impacto.

Dado que Rutherford observó una fracción apreciable de partículas

"rebotadas" para las cuales el ángulo de deflexión es cercano a χ ≈ π, de la

relación inversa a (1) que es:

(2)

Se deduce que el parámetro de impacto debe ser bastante menor que el

radio atómico. De hecho el parámetro de impacto necesario para obtener

una fracción apreciable de partículas "rebotadas" sirvió para hacer una

estimación del tamaño del núcleo atómico, que resulta ser unas cien mil

veces más pequeño que el diámetro atómico

.

Importancia del 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 implicaba la

existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga

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

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

las ecuaciones de Maxwell delelectromagnetismo aplicadas al átomo de

Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 − 10s, toda la

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

electrones sobre el núcleo.2 Se 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 indefinidas. No obstante, los resultados de su experimento,

permitieron calcular que el radio del átomo era diez mil veces mayor que el

núcleo mismo, lo que hace que haya un gran espacio vacío en el interior de

los átomos

.

Modelo atómico de Bohr

Diagrama del modelo atómico de Bohr.

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo

propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo

los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Como todos los

modelos, no pretenden ser la realidad sino describir una porción de ella.

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr

intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los

espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió

el átomode hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El

modelo atómico de Bohr partía conceptualmente delmodelo atómico de Rutherford y de

las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las

investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de

Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la

materia.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando

la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo.

El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma

circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en

breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones

solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada

por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número

entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre

de Número Cuántico Principal.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo

podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número

cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las

órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y

terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números.

Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se

tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a

una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para

liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.

Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos

años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo

del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin

Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

Postulados de Bohr

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro

postulados fundamentales: 1

1. Los electrones orbitan el núcleo del átomo en niveles discretos y cuantizados de

energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito

de éstas.

2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados

intermedios.

3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de

un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía

entre ambas órbitas.

4. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento

angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación':

''Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico

principal.

La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor

corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0,0529 nm. A esta

distancia se le denomina radio de Bohr. Un electrón en este nivel fundamental

no puede descender a niveles inferiores emitiendo energía.

Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis

de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones

de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe

las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo.

Basándose en la constante de Planck   consiguió cuantizar las

órbitas observando las líneas del espectro.

Modelo atómico de Sommerfeld

El físico alemán Arnold Sommerfeld, crea en 1916, el modelo atómico que lleva su

nombre, para dar algunas mejoras al modelo atómico de Bohr, ayudándose de la

relatividad deAlbert Einstein, teoría que había conocido al entrar comoprofesor en

la Universidad de Munich, cuando aun la teoría de la relatividad no estaba aceptada.

Sommerfeld, es más conocido en el mundo científico por su aportación a la ciencia con

la constante de la estructura fina en 1919, que es la constante física fundamental

en la interacción electromagnética.

El modelo atómico de Bohr, tenía algunas insuficiencias, ya que aunque funcionaba

perfectamente para el átomo de hidrógeno, no funcionaba de igual manera para dar

explicación a los espectros realizados para otros átomos de otros elementos, donde se

veía claramente que los electrones de un mismo nivel energético poseían diferentes

energías. Lo cual hacía evidente, que algo faltaba en ese modelo.

Sommerfeld, llegó a la conclusión, de que este comportamiento de los electrones se

podía explicar, diciendo que dentro de un mismo nivel de energía existían distintos

subniveles energéticos, lo que hacía que hubiesen diversas variaciones de energía,

dentro de un mismo nivel teóricamente, Sommerfeld había encontrado que en algunos

átomos, las velocidades que experimentaban los electrones llegaban a ser cercanas a

la de la luz, así que se dedicó a estudiar los electrones como relativistas.

Fue en 1916 cuando Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr, intentando

solucionar los dos defectos principales de ese modelo. De este modo, hizo dos

básicasmodificaciones:

Los electrones describían órbitas cuasi- elípticas.

Velocidades relativistas.

Según Bohr, os electrones giraban exclusivamente en modo circular. Una orbita

céntrica dio lugar a un nuevo número cuántico, que se denominaría como número

cuántico Azimutal, que definiría la forma de los orbitales, y se representaría con la letra

l, tomando valores variables desde 0 hasta n-1.

Así, las órbitas con:

l=0 serían los posteriormente conocidos como orbitales S.

l=1 se llamaría orbital 2p u orbital principal.

l=2 se conocería como d, u orbital diffuse.

L=3 sería el orbital llamado f o fundamental.

Sommerfeld defendió, que el núcleo de los átomos no es permanece quieto, sino que

ya sea electrón o núcleo, ambos realizan un movimiento entorno al centro de masas

delsistema, que se encontrará cercano al núcleo debido a que posee una masa miles

de veces mayor que la masa del electrón. Esto hacía coincidir las frecuencias

calculadas con las experimentadas.

Las líneas espectrales se desdoblaban y para explicar este punto, Sommerfeld, usando

buenos espectroscopios, supuso que los electrones podían tener orbitas tanto elípticas

como circulares. Añade el número cuántico secundario ( l) e indica en la orbita del

electrón, el momento angular de éste como, hallando los subniveles de energía para

cada nivel cuántico.

El modelo atómico de Sommerfeld, es una adaptación mejorada y generalizada del

modelo atómico de Bohr, dándole a éste, un punto de vista relativista, pero aun así, no

pudo explicar los modos de emisión que tenían las órbitas elípticas, pudiendo sólo

descartar las órbitas circulares.

Modelo atómico de Schrödinger

Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.

El modelo atómico de Schrödinger 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 el electrón se

contemplaba originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía

rápidamente al sobrepasar el radio atómico.

El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros

realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético

tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y

sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo

nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera

natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así,

en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los

electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas

elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.

Características del modelo

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 ni la posición ni el movimiento del electrón en el átomo variaba

de manera determinista.

[editar]Adecuación empírica

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 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 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.

[editar]Solución de la ecuación de Schrödinger

Artículos principales: Átomo de hidrógeno y Átomo hidrogenoide

Las soluciones estacionarias de la ecuación de Schrödinger en un campo

central electrostático, están caracterizadas por tres números cuánticos (n, l, m) que a su

vez están relacionados con lo que en el caso clásico corresponderían a las tres integrales

del movimiento independientes de una partícula en un campo central. Estas soluciones

o funciones de onda normalizadas vienen dadas en coordenadas esféricas por:

donde:

a0 es el radio de Bohr.

 son los polinomios generalizados de Laguerre de grado n-l-1.

 es el armónico esférico (l, m).

Los autovalores son:

Para el operador momento angular:

Para el operador hamiltoniano:

donde:

α es la constante de estructura fina con Z=1.

Modelo atómico de Dalton(Redirigido desde Modelo atómico de John Dalton)

Varios átomos y moléculas representados en A New System of Chemical Philosophy (1808) de John Dalton.

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

primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton. El

siguiente modelo fue el Modelo atómico de Thomson

Éxitos del modelo

El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se combinaban

químicamente entre sí sólo en ciertasproporciones.

Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias,

estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de

constituyentes elementales o elementos.

En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo

XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente

simple..

Postulados de Dalton

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:1

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, aún 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.