QUÍMICA I

MODELOS ATÓMICOS

El resultado actual del átomo es el resultado de las investigaciones de diversos científicos a través del tiempo, haciendo nuevos descubrimientos y reformulando las teorías hasta la actualidad, la cual no es definitiva ni absoluta y dependiendo de los avances tecnológicos se actualiza o modifica el conocimiento científico del átomo.

He aquí una reseña histórica de la teoría atómica:

• Las primeras preguntas sobre el átomo se hicieron desde la antigüedad y la primera vez en expresarse la idea del átomo fue en antigua Grecia,los filósofos griegos Leucipo y su discípulo Demócrito en el siglo Va. C., sostenían que la materia podía ser subdivida en partes cada vez mas pequeñas hasta llegar a una partícula indivisible, invisible, homogénea y mas pequeña llamado átomo.
• Teoría Atómica-Molecular de John Dalton (1808). La primera evidencia experimental del átomo, planteo una base teórica utilizando las dos leyes fundamentales de la combinación química y descubrió la ley de proporciones múltiples que lleva su nombre, también fue el primero en darle una propiedad importante al átomo: peso o masa, creando así  la primera escala de pesos atómicos relativos. A partir de su teoría atómica se puede definir al átomo como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química.
• El físico Thomson, en el año 1897, demostró que el electrón es un componente esencial de la materia. Realizando estudios sobre los rayos catódicos, descubrió que pueden ser desviados por un campo magnético y podría considerarse como partículas eléctricamente negativas, que existen en toda la materia. Para 1910, su modelo del átomo era el mas acertado; el cual se presentaba como una esfera de electricidad positiva, en donde se encontraban dispersos los electrones como pasas en un pastel. Pero todavía concebía al átomo como una partícula compacta e indivisible.
• En 1911, Ernest Rutherford, empleando una sustancia radioactiva, bombardeó una lámina de oro con partículas alfa, y se percató que la mayor parte de las partículas atraviesan la lámina, otras se desviaban y algunas regresaban. Como resultado de sus investigaciones propuso que: el átomo está formado por un pequeño núcleo positivo; que la mayor parte de la masa del átomo se constituye de un núcleo positivo y que los electrones se encuentran alrededor del núcleo, formando la mayor parte del volumen del átomo. Este modelo no fue aceptado porque los electrones eléctricamente negativos al girar deberían perder energía, y al final chocarían con el núcleo, produciendo la destrucción del átomo, fenómeno que no ocurre.
• Durante los años 1913 a 1915, el físico danes Bohr, discípulo de Rutherford, propuso que la energía es emitida en cuantos o "paquetes", un cuanto de paquete discreto de energía y propuso el primer modelo cuántico del átomo. De acuerdo con el modelo atómico de Bohr, los electrones se mueven en órbitas en torno al núcleo, de manera semejante al movimiento de los planetas en órbitas alrededor del sol. Bohr dedujo que cada nivel de energía en un átomo solo es capaz de mantener un cierto numero de electrones a la vez. El numero máximo de energía se determina según, en donde: n es igual al numero del nivel de energía que este lleno. Esta regla no aplica para los niveles 5°, 6°, 7°. La misma regla establece que el nivel que quede como ultimo  no puede contener mas de 8 electrones, ni mas de 18 en el penúltimo. 
• En 1916, Arnold Sommerffeld modifico el modelo atómico de Bohr. Aparecen dos nuevos parámetros: uno igual al de Bohr "n" y otro al que se denomina numero cuántico secundario o azimutal "L". Las órbitas son son circulares y elípticas. Aquí se encuentran los subniveles u orbitales s (Sharp), p (principal), d (difuse), f (fundamental).

• En 1926 Erwin Schrodinger propuso su modelo mecánico cuántico. Trata a los electrones como ondas de materia. Desarrolló ecuaciones matemáticas, con las cuales se obtienen valores que corresponden a regiones de alta probabilidad electrónica en torno al núcleo. En su ecuación aparecen tres parámetros: n (numero cuántico principal), L (numero cuántico azimutal) y m (numero cuántico magnético). Representa niveles de energía menos definidos y regiones llamadas subniveles. Cada uno contiene uno o mas orbitales. Un orbital es una región ocupada por un máximo de dos electrones con espines (giros) opuestos.
• Paul Dirac y Pascual Jordan incorporan el cuarto numero electrónico denominado s (numero cuántico de spin), describe el giro del electrón en torno a su propio eje, en un movimiento de rotación.