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El primer modelo científico del átomo moderno propuesto por John Dalton a principios del siglo XIX.
Características del modelo: El átomo es una esfera maciza, homogénea, indivisible e indestructible. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí en masa y propiedades. Los compuestos se forman mediante la unión de átomos en proporciones simples y fijas.
Aunque sencillo, este modelo permitió explicar leyes como la Ley de las proporciones definidas y la Ley de las proporciones múltiples. -
A finales del siglo XIX Thomson descubrió el electrón mientras estudiaba los rayos catódicos.
Demostró que el átomo sí era divisible.
Aportaciones del modelo: El átomo es una esfera de carga positiva. Los electrones (carga negativa) están incrustados en esa esfera, como “pasas en un pudín”. El átomo es eléctricamente neutro porque las cargas se compensan.
Este modelo explicaba la neutralidad eléctrica del átomo, pero no la existencia de un núcleo ni la organización interna de las cargas. -
Rutherford realizó el famoso experimento de la lámina de oro, donde bombardeó una finísima lámina metálica con partículas alfa. Observó que la mayoría de partículas atravesaban la lámina, pero algunas se desviaban mucho y muy pocas rebotaban.
Conclusiones: El átomo es casi vacío. La masa y la carga positiva están concentradas en una región muy pequeña: el núcleo. Los electrones giran alrededor del núcleo, como los planetas alrededor del Sol. -
Bohr resolvió la inestabilidad del modelo de Rutherford aplicando ideas cuánticas de Planck. Introduce el concepto de niveles de energía cuantizados.
Los electrones se mueven en órbitas circulares fijas con energía constante. Solo pueden existir en ciertos niveles, sin valores intermedios. Cuando un electrón cambia de nivel, emite o absorbe energía en forma de fotón.
Este modelo explica con gran precisión el espectro de emisión del hidrógeno, aunque fallaba en átomos con más de un electrón. -
Sommerfeld amplió el modelo de Bohr introduciendo la idea de la relatividad y la forma de las órbitas.
Aportaciones: Las trayectorias electrónicas pueden ser elípticas, no solo circulares. Introduzca números cuánticos adicionales (n,y,l). Mejora la explicación de los espectros atómicos.
Aun así, seguíamos calculando en un concepto clásico de “órbita” que no se ajustaba a la realidad subatómica. -
Características:
Los electrones no tienen órbitas definidas, sino orbitales: regiones del espacio donde es más probable encontrarlos.
Se incorpora el principio de incertidumbre de Heisenberg: no es posible conocer simultáneamente la posición y la velocidad del electrón.
Aparecen los cuatro números cuánticos (n, l, m, s) que describen completamente el estado de un electrón.
Este modelo logró explicar la estructura electrónica completa de los elementos y la organización de la tabla periódica. -
En 1926 nace la mecánica cuántica moderna. Schrödinger desarrolló una ecuación de onda que describe matemáticamente el comportamiento del electrón; Heisenberg formuló su mecánica matricial; y Born interpretó la función de onda como una probabilidad.
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El modelo vigente es una evolución del modelo cuántico. Es el más completo y el que se enseña en Bachillerato.
Bases del modelo actual: El átomo está formado por un núcleo (protones y neutrones) y una región alrededor ocupada por electrones distribuidos en orbitales. Los electrones poseen un comportamiento dual (onda-partícula). -
La estructura atómica se explica mediante principios cuánticos como: Ecuación de Schrödinger Principio de exclusión de Pauli Regla de Hund Números cuánticos y subniveles (s, p, d, f) Permite comprender la configuración electrónica, la reactividad química y las propiedades periódicas. Es hasta hoy el modelo más aceptado y útil para describir el comportamiento de la materia.