Modelos Atómicos: Evolución, Características y Limitaciones

Comparación de los Modelos Atómicos

Thomson vs. Rutherford

• Thomson no define un núcleo, mientras que Rutherford propone un núcleo central que concentra casi toda la masa del átomo.
• En el modelo de Thomson, los electrones están incrustados en una masa de carga positiva. En cambio, Rutherford ubica a los electrones girando alrededor del núcleo, emitiendo energía.

Thomson vs. Bohr

• Thomson no define un núcleo, pero Bohr, siguiendo el modelo de Rutherford, sí lo hace.
• En el modelo de Thomson, los electrones están incrustados en una masa de carga positiva. Bohr, por otro lado, sitúa a los electrones en órbitas circulares estables alrededor del núcleo.

Rutherford vs. Bohr

• Según Rutherford, los electrones giran alrededor del núcleo radiando energía. En el modelo de Bohr, los electrones se desplazan en órbitas circulares estables sin radiar energía.
• Rutherford no explica los espectros atómicos, mientras que Bohr lo hace de forma aproximada.

Limitaciones de los Modelos Atómicos

• Dalton: La materia no es indivisible; se puede dividir en partículas subatómicas.
• Thomson: Los electrones están localizados en órbitas, no incrustados en una masa de carga positiva.
• Rutherford: Si los electrones radiaran energía constantemente, trazarían un movimiento en espiral hasta llegar al núcleo.
• Bohr: El modelo de los niveles de energía solo es aplicable al átomo de hidrógeno, y aun así surgieron complicaciones a medida que evolucionaban los espectros.

Concepto de Orbital

Un orbital es la región del espacio en la que existe una probabilidad elevada de encontrar al electrón.

Números Cuánticos y la Distribución de Electrones en un Átomo

• Número cuántico principal (n): Describe el tamaño del orbital. Puede tomar cualquier valor entero positivo, comenzando desde 1.
• Número cuántico del momento angular orbital (l): Describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1. Los orbitales atómicos se designan en función del valor del número cuántico secundario (l).
• Número cuántico magnético (m_l): Determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se definía en relación con un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l.
• Número cuántico de espín (s): Solo puede tomar los valores +1/2 o -1/2.

Principio de Exclusión de Pauli

En un átomo, no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Los tres números cuánticos (n, l, m_l) determinan un orbital específico. Dos electrones en un átomo pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. En consecuencia, un orbital solo puede estar ocupado por dos electrones, y estos deben tener espines opuestos.

Regla de Hund o de Máxima Multiplicidad

Cuando hay varios orbitales con la misma energía, los electrones se sitúan de manera que se encuentren desapareados. Los segundos electrones no se llenan hasta que se haya completado un electrón en cada orbital de igual energía.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

El principio de incertidumbre, o principio de indeterminación, establece que no es posible medir simultáneamente, y con precisión absoluta, el valor de la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.

Momento Dipolar de una Molécula

El momento dipolar es una característica de las moléculas polares. Se define como el producto vectorial de la carga por la distancia entre los centros de carga, y está orientado desde el centro negativo al positivo. En moléculas poliatómicas, el momento dipolar se obtiene como la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces.

Efecto Zeeman

El efecto Zeeman se refiere al desplazamiento de los niveles de energía que da lugar al desdoblamiento múltiple uniformemente espaciado de las líneas espectrales. Está relacionado con el número cuántico y la asignación del momento magnético al espín electrónico.

Fuerzas de London

Las fuerzas de London son fuerzas de tipo intermolecular. Dichas fuerzas tienen lugar entre moléculas no polares, donde pueden encontrarse dipolos. La distribución de los electrones se ve afectada cuando se respetan los orbitales de átomos y moléculas.