Modelos atómicos en Colombia: de Dalton a la teoría cuántica | ORBITECH

Modelo de Dalton: el átomo indivisible

John Dalton propuso en 1803 que la materia está hecha de átomos indivisibles e indestructibles.
Piensa en el oro de Antioquia: un lingote de oro es puro y no se descompone en elementos más simples.
Los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades, pero diferentes a los de otros elementos.
Como las monedas de $1000 C O P : t o d a s s o n i g u a l e s e n t r e s \overset{´}{ı}, p e r o d i s t i n t a s a l a s d e$ 500 COP.
En las reacciones químicas, los átomos se reordenan pero no se crean ni destruyen (ley de conservación de la masa).
Cuando quemas leña en Chingaza, la ceniza pesa menos que la leña original: el carbono se convierte en CO₂ que se escapa.
Ley de proporciones múltiples: si dos elementos forman varios compuestos, las masas de uno que se combinan con una masa fija del otro están en razones de números enteros pequeños. $\frac{m_{A}}{m_{B}} = \frac{p}{q} con p, q \in ℕ$
Ejemplo: en el agua (H₂O) y el peróxido de hidrógeno (H₂O₂), la razón de oxígeno por hidrógeno es 1:8 y 2:8 respectivamente.

\frac{m_{A}}{m_{B}} = \frac{p}{q}

Joseph John Thomson descubrió el electrón en 1897 usando tubos de rayos catódicos (como los antiguos televisores).
Imagina un pan de Bollo con pasas: las pasas son los electrones (carga negativa) y la masa es positiva.
El átomo es una esfera de carga positiva con electrones incrustados, neutro en conjunto.
Como un Pandebono: la masa es la harina (positiva) y los trocitos de queso son los electrones (negativos).
Este modelo explicó la existencia de iones (átomos con carga) pero no la estructura interna del núcleo.
Si le quitas un trozo de queso a un pandebono, queda positivo; si le añades, queda negativo.

Ernest Rutherford bombardeó láminas de oro con partículas alfa en 1911 y observó que algunas rebotaban: ¡el átomo tiene un núcleo denso y positivo!
Como lanzar pelotas de ping-pong contra una pared de ladrillos: la mayoría pasan, pero algunas rebotan fuerte (partículas que chocan con el núcleo).
El núcleo contiene casi toda la masa del átomo y está formado por protones (carga positiva).
Si el átomo fuera el Estadio, el núcleo sería una canica en el centro y los electrones, mosquitos volando alrededor.
Los electrones giran alrededor del núcleo como planetas alrededor del Sol, pero este modelo no explica por qué no caen al núcleo (¡radiación!)
Como los satélites artificiales: si no se mueven, caen; pero si van muy rápido, se escapan. Los electrones necesitan velocidad exacta.
Experimento clave: partículas alfa (núcleos de helio) incidían sobre una lámina de oro en vacío.
En el laboratorio de física de tu colegio, podrías simularlo con imanes y canicas si no tienes equipo.

Niels Bohr en 1913 propuso que los electrones solo pueden estar en órbitas con energías cuantizadas (niveles de energía).
Como los pisos de un edificio: no puedes estar entre pisos, solo en uno u otro.
Cuando un electrón absorbe energía, salta a un nivel superior; al emitir energía, cae a uno inferior (emitiendo luz de color específico).
Como una bombilla LED: cuando la enciendes, los electrones saltan y emiten luz; al apagar, vuelven a su nivel.
La energía de cada nivel en el átomo de hidrógeno se calcula con $E_{n} = - 13.6 eV / n^{2}$ . $E_{n} = - 13.6 eV / n^{2}$
Para n=1 (estado base), E₁ = -13.6 eV. ¡Es la energía mínima que puede tener un electrón en el hidrógeno!
Explica los espectros de emisión de los elementos (como el sodio en las lámparas de Plaza de Bolívar).
Cada elemento tiene su «huella digital» de colores, como el Ajiaco tiene sus ingredientes característicos.

E_{n} = - 13.6 eV / n^{2}

En los 1920, Schrödinger, Heisenberg y otros desarrollaron la mecánica cuántica: los electrones no son partículas puntuales, sino ondas de probabilidad.
Como un enjambre de abejas alrededor de un panal: no sabes exactamente dónde está cada abeja, pero sabes dónde es más probable encontrarlas.
El principio de incertidumbre de Heisenberg dice que no puedes conocer simultáneamente la posición y velocidad exactas de un electrón. $Δ x \cdot Δ p \geq \frac{h}{4 π}$
¡Es como intentar medir la velocidad de un Chiva en la Carrera 7 mientras llueve: ¡imposible!
Los electrones se describen por funciones de onda (orbitales) que indican la probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio. $\hat{H} ψ = E ψ$
La ecuación de Schrödinger es como un «mapa del tesoro» que te dice dónde buscar el electrón, no su posición exacta.
Los números cuánticos $n$ , $l$ y $m_{l}$ definen el orbital donde puede estar un electrón (como la dirección de un TransMilenio: ruta, paradas y sentido).
n = piso, l = forma de la habitación, $m_{l}$ = orientación. ¡No te confundas con el número de asiento!

Δ x \cdot Δ p \geq \frac{h}{4 π}

1803: John Dalton propone el primer modelo atómico basado en evidencia experimental: los átomos son esferas indivisibles.
1897: Joseph John Thomson descubre el electrón y propone el modelo del «budín de pasas».
1911: Ernest Rutherford demuestra la existencia del núcleo atómico con su experimento de la lámina de oro.
1913: Niels Bohr introduce los niveles de energía cuantizados para explicar los espectros atómicos.
1926: Erwin Schrödinger formula la ecuación de onda que describe el comportamiento cuántico de los electrones.
Ley de proporciones definidas: En un compuesto químico, los elementos siempre se combinan en proporciones de masa fijas (ej: agua siempre es 8 partes de oxígeno por 1 de hidrógeno).
Número de Avogadro: Un mol contiene aproximadamente $6.022 \times 10^{23}$ partículas (átomos, moléculas), como un Costal contiene unos 60 000 granos.