Los Primeros Modelos Atómicos

¿Te has preguntado alguna vez de qué está hecha realmente la materia? Los antiguos griegos ya se hacían esta pregunta hace más de 2000 años. Demócrito propuso que todo estaba formado por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos (que significa "indivisible" en griego).

En 1808, John Dalton recuperó esta idea y creó la primera teoría atómica moderna. Sus ideas principales eran bastante simples: la materia está hecha de átomos, todos los átomos de un elemento son iguales, y en las reacciones químicas los átomos se reorganizan pero no desaparecen.

Sin embargo, a finales del siglo XIX los científicos descubrieron que los átomos no eran tan indivisibles como pensaba Dalton. El descubrimiento de los rayos catódicos por Thomson demostró que existían partículas más pequeñas que el átomo: los electrones. Estos rayos eran corrientes de partículas con carga negativa que se movían del polo negativo al positivo en tubos de gas.

¡Dato curioso! Los tubos de rayos catódicos fueron los precursores de las pantallas de televisión antigua.

Modelo de Thomson y Descubrimiento del Protón

Después de descubrir los electrones, Thomson se enfrentó a un problema: si los átomos tienen partículas negativas pero son neutros, ¿dónde está la carga positiva? Su respuesta fue el modelo del "pastel de pasas": imaginó el átomo como una esfera maciza cargada positivamente con electrones incrustados por dentro.

Este modelo parecía lógico, pero pronto apareció otro descubrimiento importante. Goldstein encontró los rayos canales, que se movían en dirección opuesta a los rayos catódicos y tenían carga positiva. Había descubierto el protón.

Todo cambió en 1911 cuando Rutherford realizó su famoso experimento. Bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) esperando que pasaran sin desviarse, según el modelo de Thomson. Pero los resultados fueron sorprendentes: la mayoría pasaba sin problemas, algunas se desviaban ligeramente, y unas pocas rebotaban completamente.

¡Increíble! Solo 1 de cada 10.000 partículas rebotaba, lo que indicaba que había "algo" muy denso y pequeño en el átomo.

Modelo de Rutherford y Descubrimiento del Neutrón

Los resultados del experimento de Rutherford revolucionaron nuestra comprensión del átomo. Propuso que el átomo tenía un núcleo central muy pequeño y denso donde se concentraba toda la carga positiva y casi toda la masa. Los electrones giraban alrededor de este núcleo en órbitas circulares, como planetas alrededor del sol.

Las dimensiones eran impresionantes: el núcleo era aproximadamente 10.000 veces más pequeño que el átomo completo. Esto significa que el átomo es prácticamente espacio vacío.

En 1932, Chadwick completó el puzzle atómico al descubrir el neutrón, una partícula sin carga eléctrica pero con masa similar al protón. Los neutrones explicaban por qué los protones del núcleo no se repelían entre sí a pesar de tener la misma carga positiva.

Con estos descubrimientos pudimos definir conceptos fundamentales: el número atómico (Z) es el número de protones, el número másico (A) es la suma de protones y neutrones, y los isótopos son átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones.

¡Dato importante! La masa atómica que aparece en la tabla periódica es la media ponderada de todos los isótopos naturales de un elemento.

Ondas Electromagnéticas y el Espectro

Para entender los modelos atómicos más avanzados, primero necesitas dominar las ondas electromagnéticas. Son la forma en que la energía viaja por el espacio, desde las ondas de radio hasta los rayos gamma.

Las características principales de una onda son: la longitud de onda (λ) que es la distancia entre dos crestas consecutivas, la frecuencia (ν) que indica cuántas oscilaciones ocurren por segundo, y la amplitud que determina la intensidad.

La relación fundamental es: v = λ/T y ν = 1/T, donde v es la velocidad $que para la luz es siempre 3×10⁸ m/s$ y T es el período.

El espectro electromagnético incluye todas las radiaciones posibles: ondas de radio (longitudes de onda largas, baja energía), microondas, infrarrojo, luz visible $400-700 nm$, ultravioleta, rayos X y rayos gamma (longitudes de onda cortas, alta energía).

¡Recuerda! Solo puedes ver una pequeñísima parte del espectro electromagnético: la luz visible va del violeta (400 nm) al rojo (700 nm).

Espectros Atómicos

Aquí es donde la cosa se pone realmente interesante para entender los átomos. Cuando calientas una sustancia, no emite luz blanca como una bombilla, sino líneas específicas de colores llamadas espectro de emisión.

Cada elemento tiene su propio "código de barras" espectral único. El sodio, por ejemplo, produce dos líneas amarillas muy características a 589 nm y 589,6 nm. Es como si cada átomo tuviera su propia firma luminosa.

El espectro del hidrógeno fue especialmente importante porque es el más simple. Cuando se excita, produce exactamente 5 líneas en la región visible del espectro. Este patrón tan preciso necesitaba una explicación.

También existe el espectro de absorción, que es como el negativo fotográfico del espectro de emisión. Cuando la luz blanca pasa por un gas, este absorbe exactamente las mismas frecuencias que emitiría si estuviera caliente, creando líneas negras en el espectro.

¡Aplicación práctica! Los astrónomos usan los espectros para saber de qué están hechas las estrellas, ¡sin necesidad de ir hasta allí!

La Cuantización de la Energía y el Efecto Fotoeléctrico

Max Planck revolucionó la física al proponer que la energía no es continua, sino que viene en "paquetes" llamados cuantos. Cuando se trata de luz, estos paquetes se llaman fotones.

La ecuación de Planck es fundamental: E = h·ν, donde h es la constante de Planck (6.62×10⁻³⁴ J·s) y ν es la frecuencia. Esto significa que la luz de mayor frecuencia (como el ultravioleta) transporta más energía que la de menor frecuencia (como el infrarrojo).

Einstein aplicó esta idea para explicar el efecto fotoeléctrico: cuando la luz golpea ciertos metales, puede arrancar electrones. Lo sorprendente era que no importaba cuán intensa fuera la luz, sino su frecuencia. Una luz muy débil pero ultravioleta podía arrancar electrones, mientras que una luz roja muy intensa no podía hacerlo.

La explicación es que cada fotón debe tener suficiente energía individual para superar la función trabajo (W) del metal. La ecuación es: Ec = hν - W. Si la frecuencia es menor que la frecuencia umbral, simplemente no hay efecto.

¡Dato Nobel! Einstein ganó el Premio Nobel por explicar el efecto fotoeléctrico, no por la relatividad como mucha gente piensa.

Problemas del Modelo de Rutherford y Soluciones

El modelo de Rutherford tenía un problema grave: según la teoría electromagnética de Maxwell, un electrón girando alrededor del núcleo (movimiento acelerado) debería emitir energía continuamente y acabar cayendo en espiral hacia el núcleo. ¡Los átomos serían inestables!

Además, este modelo no explicaba por qué los átomos emitían solo ciertas frecuencias específicas en lugar de un espectro continuo.

La solución llegó con el efecto fotoeléctrico y las ecuaciones que ya hemos visto. Si un fotón de luz ultravioleta (300 nm) golpea potasio (que tiene una longitud de onda umbral de 564 nm), podemos calcular la velocidad de los electrones emitidos usando las ecuaciones de energía.

Para resolver estos problemas típicos: primero calculas la energía del fotón incidente, luego restas la función trabajo del metal, y finalmente conviertes la energía cinética restante en velocidad usando Ec = ½mv².

¡Truco de examen! Siempre verifica que la frecuencia incidente sea mayor que la umbral. Si no lo es, no hay emisión de electrones, independientemente de la intensidad.

Modelo de Bohr: Los Postulados

Niels Bohr solucionó los problemas del modelo de Rutherford aplicando la cuantización de Planck a las órbitas electrónicas. Sus ideas fueron revolucionarias pero simples de entender.

Primer postulado: Los electrones solo pueden existir en órbitas específicas y estables. En estas órbitas no emiten energía, contradiciendo la física clásica. Cuando el átomo está en su nivel más bajo de energía, se encuentra en el estado fundamental.

La condición matemática es que la fuerza electrostática debe igualar la fuerza centrípeta: mev²/r = Ze²/(4πε₀r²)

Segundo postulado: No todas las órbitas son posibles. Solo existen aquellas donde el número cuántico principal (n) toma valores enteros: n = 1, 2, 3, 4... Esto significa que los radios y las energías están cuantizados.

La condición es que el momento angular debe ser múltiplo de h/(2π): rmv = nh/(2π)

¡Visualízalo! Imagina las órbitas como los peldaños de una escalera: puedes estar en un peldaño o en otro, pero nunca entre dos peldaños.

Saltos Cuánticos y Espectros

Tercer postulado de Bohr: Cuando un electrón salta de una órbita de mayor energía (E₂) a otra de menor energía (E₁), emite un fotón cuya energía es exactamente la diferencia: E₁ - E₂ = h·ν

Esto explica perfectamente por qué cada elemento tiene su espectro característico. Cada línea espectral corresponde a un salto electrónico específico entre dos niveles de energía.

En el hidrógeno, los niveles de energía están perfectamente calculados: n=1 $-21,76×10⁻¹⁹ J$, n=2 $-5,43×10⁻¹⁹ J$, n=3 $-2,42×10⁻¹⁹ J$, etc. Cuando un electrón salta del nivel 3 al 2, emite un fotón con una energía específica que corresponde a una línea roja en el espectro visible.

El modelo de Bohr predijo con exactitud matemática todas las líneas del espectro del hidrógeno, confirmando que los niveles de energía están realmente cuantizados.

¡Analogía útil! Es como si el electrón fuera una pelota que solo puede estar en ciertos estantes de una librería. Cuando cae de un estante alto a uno bajo, "suena" con una nota específica (emite un fotón de frecuencia definida).

Series Espectrales y Ley de Rydberg

Las líneas del espectro del hidrógeno se agrupan en series espectrales según la región del espectro electromagnético donde aparecen.

Serie Lyman (ultravioleta): electrones que caen al nivel n=1 Serie Balmer (visible): electrones que caen al nivel n=2
Serie Paschen (infrarrojo): electrones que caen al nivel n=3 Series Bracket y Pfund (infrarrojo lejano): electrones que caen a niveles n=4 y n=5

La ley de Rydberg permite calcular la longitud de onda de cualquier línea: 1/λ = R$1/n₁² - 1/n₂²$, donde R = 1,0968×10⁷ m⁻¹ es la constante de Rydberg, y n₂ > n₁.

Sommerfeld mejoró el modelo introduciendo órbitas elípticas además de las circulares, lo que requería un segundo número cuántico azimutal (l) que puede valer 0, 1, 2, ..., n-1.

Para resolver problemas espectrales: identifica los niveles inicial y final, calcula la diferencia de energía, y usa E = hν para encontrar la frecuencia o λ = c/ν para la longitud de onda.

¡Dato increíble! La precisión de estas predicciones convenció a la comunidad científica de que la cuantización era real, no solo un truco matemático.