1. EVOLUCIÓN DEL ÁTOMO
Muchos de los procesos químicos que ocurren, tanto en la
naturaleza v como en los laboratorios, tienen una explicación a
nivel microscópico, donde átomos y moléculas participan
activamente. Así, para comprender los fenómenos y dar una
explicación que se aproxime a la realidad de lo que sucede, los
científicos utilizan modelos. Un modelo explica el fenómeno por medio de una
analogía que permite visualizar o hacer una creación mental cuando lo ocurrido
no se presenta explícitamente a nuestros sentidos. Por lo general el modelo
constituye una explicación sencilla, y proporciona una semejanza estructural
con el fenómeno que se estudia.
Un modelo no es una estructura rígida, sino que puede perfeccionarse,
cambiarse o desecharse si se vuelve obsoleto y ya no cumple la función para la
cual fue propuesto. Desde que la ciencia dio sus primero pasos y los químicos
iniciaron el estudio de la composición y propiedades de la materia, y se
desarrolló de la teoría atómica, los científicos emplearon modelos para
comprender la naturaleza del átomo.
En la actualidad se acepta que la materia está formada por átomos y se tiene
un modelo atómico consistente con el cual se explica satisfactoriamente su
comportamiento. Sin embargo, para llegar a este modelo, para que se llegara a
concebir el átomo en su forma actual, pasó mucho tiempo y fueron muchos los
científicos que investigaron; plantearon teorías y crearon modelos respecto a
la estructura de la materia y del átomo en sí. A pesar de las dificultades
evidentes, el concepto de que la materia es de naturaleza corpuscular (formada
por partículas) ha llegado a ser uno de los postulados fundamentales y
fructíferos de la Química y merece la pena revisar algunos pasos importantes
dados para llegar a esta conclusión.
A continuación te presentaremos de manera cronológica los diversos
escritos sobre la evolución del átomo y los distintos modelos propuestos
para explicarlos…

2. Modelo atómico de John
Dalton
El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue el
primer modelo atómico con bases científicas, formulado en1808.
John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el
rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en
que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos
químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos,
habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los
átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la
teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton desarrolló un
modelo científico y formulo una serie de postulados concernientes a la
naturaleza de los átomos, los cuales destacaban la masa como una propiedad
atómica fundamental.
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, lo que debe considerarse
que está formada por unidades discretas, de tal manera que no se puede
dividir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está
dividida en átomos.
Basándose en los datos experimentales imperfectos de que disponía y
partiendo de la idea de que la materia es discontinua, Dalton propuso su teoría
por medio de los siguientes postulados:

3. 1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos,
que son indivisibles y no se pueden destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su
propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes
elementos tienen pesos diferentes.
3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en
las reacciones químicas.
4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones
simples.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en
proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más
elementos distintos.
La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”. Estos
átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna
reacción química, y nunca cambian. Los átomos de un mismo elemento son
iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos los
átomos de hidrógeno son iguales. Por otro lado, los átomos de elementos
diferentes, son diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentes
a los átomos de hidrógeno. Los átomos pueden combinarse para formar
compuestos químicos. Por ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden

4. combinarse y formar moléculas de agua. Los átomos, al combinarse para formar
compuestos guardan relaciones simples. Los átomos de elementos diferentes se
pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por
ejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono
(CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido
de carbono (CO2).
A partir de esta teoría, se establecen conceptos más refinados de elementos,
compuestos y mezclas en términos de la organización atómica.
Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo
La teoría atómica de Dalton explica la ley de la conservación de la masa, al
establecer, que durante una combinación química, los átomos de los elementos
no se crean ni se destruyen. Es así que los átomos que forman los reactivos
será el mismo de los productos.
La ley de las proporciones múltiples se deduce teniendo en cuenta el número de
átomos de cada elemento en compuestos diferentes formados por los mismos
elementos; así, el CO y CO2, según los postulados de Dalton, en el CO2 existen
dos veces más átomos de oxígeno por átomo de carbono que en el CO. El
monóxido de carbono tiene un átomo de oxígeno por cada átomo de carbono,
mientras que el CO2 tiene dos átomos de oxígeno por cada átomo de carbono.
Según las matemáticas, se puede afirmar que la relación de átomos de oxígeno
del CO con respecto al CO2 es 1:2, que representan números enteros sencillos.
La teoría de Dalton impulsó los conocimientos químicos durante un siglo. A
pesar de sus intentos, Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los
átomos, pues sabemos que es extremadamente pequeña, por lo que trató de
calcular la masa de los átomos con relación al hidrógeno, al que dio el valor
unidad.
Así surgió la escala química de masas atómicas

5. Posteriormente se tomó como átomo de referencia el oxígeno, al que se
atribuyó una masa igual a 16, y se definió la unidad de masa atómica (uma) como
1/16 de la masa del oxígeno.
LIMITACIONES DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
En un principio, Dalton dijo que la materia estaba formada por átomos, es
decir, por partículas indivisibles e inalterables. Pero al descubrirse la
existencia de las partículas subatómicas, se comprobó que el átomo no era
indivisible.
A pesar de que la teoría de Dalton era errónea, significó un avance muy
importante en el camino de la comprensión de la materia. Además, la aceptación
del modelo de Dalton no fue inmediata, y durante bastantes años muchos
científicos se resistieron a reconocer la existencia del átomo.
A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría,
se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo
modificaciones al modelo atómico inicial, Así que desde Dalton hasta nuestros
días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la
formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de
nuevos acontecimientos.

6. Varios átomos y moléculas representados en A New System of Chemical
Philosophy (1808) de John Dalton

7. Fracaso ante la ley de Gay-Lussac.
Para Dalton las últimas partículas de los elementos gaseosos como el hidrógeno,
oxígeno, cloro, etc., eran necesariamente simples y estaban constituidas por un
solo átomo (así, H,O, CI, N, ...) y que las de compuestos gaseosos tan
corrientes como el agua o el cloruro de hidrógeno eran naturalmente
compuestas pero formadas por sólo dos átomos distintos (HO, CIH, ... ). Sin
embargo, con estas fórmulas no se podían explicar las relaciones volumétricas
de Gay-Lussac:
La conclusión experimental de GAY-
LUSSAC de que un volumen de cloro se
une con un volumen de hidrógeno para
dar lugar a dos volúmenes de cloruro
de hidrógeno llevó a Dalton a suponer
que en los volúmenes iguales de cloro
y de hidrógeno debían existir
igual número de átomos.
Al imaginar que estos elementos se
unen átomo a átomo, formarán un
mismo número de «átomos» (hoy
moléculas) de cloruro de hidrógeno, al ser estos «átomos» indivisibles, debían
ocupar, en cambio, un volumen doble según los resultados de Gay Lussac.
La hipótesis de que en volúmenes iguales de gases debían existir igual número
de «átomos» tuvo Dalton que descartarla llegando a la conclusión de que los
resultados de GAY-LUSSAC eran inexactos.
Por el contrario, si la ley de Gay-Lussac era cierta estaba en contradicción con
los postulados de Dalton y su teoría atómica.

8. Modelo Atómico de Joseph Thomson
A mediados del siglo XIX, se
experimentaban con un nuevo fenómeno
que cambiaría drásticamente la visión de
la física. En ese momento se estudiaban la
naturaleza de la radiación producida por
un hilo metálico que transportaba
corriente eléctrica a través de un tubo
que se había vaciado de aire. Estos rayos,
procedentes del cátodo (polo negativo del
circuito), fueron llamados rayos catódicos.
El dispositivo anteriormente citado, el
tubo de rayos catódicos, podían colocarse
dos placas que al aplicarse una diferencia
de potencial eléctrico, se observaba una
fina línea de gas brillante que se formaba
cerca del cátodo ( - ) y se extendía hasta la placa el otro polo (ánodo, +). El
análisis de la luz emitida indicaba que estaba formada por residuos de gas que
se habían calentado al circular alguna "cosa" a través del mismo. Esa "cosa"
desconocida eran los rayos catódicos. Se pensaba que podían ser haces de
partículas, o una forma de radiación producida por vibraciones del éter,
supuesta sustancia que llenaba el espacio por el cual las ondas podían
desplazarse; idea que era sostenida por la mayoría de los científicos. Si bien la
situación se tornó más confusa en 1895 cuando WilhemRöntgen descubrió
accidentalmente los rayos X, las dudas fueron despejadas mediante los
experimentos realizados en el laboratorio de Cavendish, uno de los centros de
investigación en Cambridge.
J. J. Thomson, desde la década de 1870, diseñó un experimento en el que

9. intervenían el balance entre las propiedades eléctricas y magnéticas de una
partícula cargada en movimiento. Ya en ese entonces se sabía que un objeto
cargado era afectado por dos tipos de fuerzas. Desde Faraday se habla de
fuerzas electromagnéticas que actúan sobre cualquier objeto provisto de carga
eléctrica, pero no actúan sobre un elemento no cargado como una onda. De esa
manera, con el tiempo, los estudios por saber que eran los rayos catódicos se
centró en saber si tenían o no carga eléctrica; de tenerla sería afectada por
fuerzas electromagnéticas como la generada por un imán.
Tubo de rayos catódicos. Los electrones emitidos por el cátodo ( - ) son
acelerados por el campo eléctrico hacia el ánodo (+) que deja pasar algunos por
un orificio central. La trayectoria de este haz es afectada por la acción de un
campo magnético y uno eléctrico. J. J. Thomson buscaba cancelar esos efectos
para determinar la velocidad de los electrones.
Thomson armó un dispositivo, como lo muestra el esquema, anterior
modificando el tubo de rayos catódicos enrareciendo ligeramente el vacío con
un poco de gas, para medir la velocidad de los rayos catódicos (que en esa
época se los denominó rayos canales). Estos rayos debían atravesar una zona en
la que se había creado un campo eléctrico entre dos placas cargadas y un
campo magnético. Se ajustó el voltaje de las placas hasta que se compense
exactamente los efectos desviadores del campo magnético, así eran atraídos

10. por el ánodo. Thomson argumentó que si los rayos eran realmente partículas su
trayectoria debía ser afectada por los imanes y por las grandes cargas
eléctricas. Si el campo magnético obligaba a los rayos a moverse hacia abajo,
entonces se cargaba las placas de manera que desviaran el haz hacia arriba en
la misma medida. En otras palabras, igualaba la fuerza eléctrica a la magnética.
El importante resultado que obtuvo Thomson fue que la velocidad de los rayos
catódicos era cerca de 3.107 m/seg., lo cual es más o menos el 10% de la
velocidad de la luz. Evidentemente los rayos catódicos eran partículas. (De ser
ondas tendrían que viajar a la misma velocidad de la luz, 3.108 m/seg.). Puesto
que las supuestas partículas eran atraídas hacia el electrodo cargado
positivamente, concluyó que transportaban carga eléctrica negativa. Estos
corpúsculos fueron bautizados con el nombre de electrones, ya que provenían
de la electricidad, y calculó su masa en 9,11.10 – 28 g, algo demasiado pequeño.
El descubrimiento del electrón preocupó a los físicos de la época ya que se
habían habituado a considerar al átomo como la única partícula demasiado
pequeña, y ahora se les presentaba otra, por lo que comenzaron a preguntarse
si la materia estaba constituida fundamentalmente por átomos y electrones, ó,
como esta partícula cargada negativamente es mucho más pequeña había que
suponer que el electrón no era más que una parte constitutiva del átomo, pero,
de ser así, puesto que el electrón posee carga negativa ¿cómo explicaría que el
átomo en los experimentos realizados se hubiera concluido que era
eléctricamente neutro?. La única explicación posible es la existencia de una

11. parte electrizada positivamente que neutralizara la carga del electrón. Así fue
como J. J. Thomson propuso, sin atreverse a cambiar mucho el modelo de
Dalton, una imagen del átomo como una especie de bolita hueca cargada
positivamente dentro de la cual, a modo de semillas, se encontrarían los
electrones.
Así, es como Thomson postula que el átomo se
compone de una esfera cargada positivamente
en la que reside la mayor parte del átomo y
sobre la cual se incrustan los electrones.
El Modelo atómico de J. J. Thomson, fue
publicado entre los años 1.898 y 1.904
Thomson, partiendo de las informaciones que
se tenían hasta ese momento presentó algunas
hipótesis en 1898 y 1904, intentando
justificar dos hechos:
1. La materia es eléctricamente neutra, lo que
hace pensar que, además de electrones, debe
de haber partículas con cargas positivas.
2. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas
positivas.
Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa
aparecía asociada con la carga positiva (dada la poca masa del electrón en
comparación con la de los átomos) y suponiendo que había un cierto número de
electrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa de carga positiva
(como una especie de pastel o calabaza en la que los electrones estuviesen
incrustados como si fueran trocitos de fruta o pepitas).
Fue un primer modelo realmente atómico, referido a la constitución de los
átomos, pero muy limitado y pronto fue sustituido por otros.

12. Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de
Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada
positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo
parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo
explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los
átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además
los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era
suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

13. Modelo Atómico de Rutherford
Los experimentos llevados a cabo en 1911
bajo la dirección de Ernest Rutherford
modificaron las ideas existentes sobre la
naturaleza del átomo. Rutherford y sus
colaboradores bombardearon una fina
lámina de oro con partículas alfa (núcleos
de helio) procedentes de un elemento
radiactivo. Observaban, mediante una
pantalla fluorescente, en qué medida eran
dispersadas las partículas. La mayoría de
ellas atravesaba la lámina metálica sin
cambiar de dirección; sin embargo, unas
pocas eran reflejadas hacia atrás con
ángulos pequeños. Éste era un resultado
completamente inesperado, incompatible
con el modelo de átomo macizo existente.
Mediante un análisis matemático de las fuerzas involucradas, Rutherford
demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado
positivamente, situado en el centro del
átomo de oro. De esta forma dedujo que la
mayor parte del átomo es espacio vacío, lo
que explicaba por qué la mayoría de las
partículas que bombardeaban la lámina de
oro, pasaran a través de ella sin desviarse
Dispositivo experimental de Rutherford
para la medida de la dispersión de
partículas a, mediante láminas metálicas
muy delgadas. La fuente de partículas a es

14. el Polonio radiactivo colocado en el interior de un bloque de plomo, que sirve
para proteger de las radiaciones y para seleccionar un haz de partículas. La
lámina de oro que se utilizó tenía un espesor de 0.00006 cm.
Interpretación del experimento de Rutherford. La mayor parte de un átomo
está casi vacío ya que solo está ocupado por livianos electrones. Toda la carga
positiva del átomo y casi toda su masa se encuentra en el centro, en un núcleo
muy denso y pequeño. La mayoría de las partículas a atraviesan el átomo con
carga positiva (líneas a) atraviesan el átomo por el espacio desocupado sin
experimentar desviaciones, algunas se acercan a los núcleos (b) y se desvían al
ser repelidas por su carga positiva. Solo unas pocas llegan a acertar (c) en el
núcleo y salen despedidas hacia atrás.
Las palabras de Rutherford después de realizar el experimento fueron:
”ES LO MÁS INCREIBLE QUE ME HA SUCEDIDO EN MI VIDA. CASI
TAN INCREIBLE COMO SI AL DISPARAR BALAS CONTRA UN PAPEL DE
SEDA, ALGUNAS SE VOLVIERAN CONTRA USTED”.
Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero
no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los
electrones.
En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo
como los planetas alrededor del sol.
Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción
electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar
moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó
que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento:
de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto
eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada,
emite o absorbe radiación electromagnética.
El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal
continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería
emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la
energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en
espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el

15. de Bohr unos años más tarde.
Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Lord
Rutherford propuso en el 1.911 este modelo de átomo:
a. El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en
la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del
núcleo.
b. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la
carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La
corteza está formada por los electrones que tenga el átomo.
c. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
d. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas
100.000 veces menor)
Limitaciones de este modelo
La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez
la existencia de un núcleo en el átomo (término que, paradójicamente, no
aparece en sus escritos). Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar
los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro
del átomo, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas partículas fueran
rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en
la comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo
atómico donde se concentraba toda lacarga positiva y más del 99,9% de
la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte
estaba vacío.
Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío
alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo.
Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de
nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:
 Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas
positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho
que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza
nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales.

16.  Por otro lado existía otra dificultad proveniente de
la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y
acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del
núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y
finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton, junto con
las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismoaplicadas al átomo de
Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de s, toda la
energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los
electrones sobre el núcleo.2Se trata, por tanto de un modelo físicamente
inestable, desde el punto de vista de la física clásica.
Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y
forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y
forma algo indefinidos. Los resultados de su experimento le permitieron
calcular que el radio atómico era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, y en
consecuencia, que el interior de un átomo está prácticamente vacío.

17. Modelo Atómico de Bohr
La estructura electrónica de un átomo
describe las energías y la disposición de los
electrones alrededor del átomo. Gran parte
de lo que se conoce acerca de la estructura
electrónica de los átomos se averiguó
observando la interacción de la radiación
electromagnética con la materia.
Sabemos que el espectro de un elemento
químico es característico de éste y que del
análisis espectroscópico de una muestra
puede deducirse su composición.
El origen de los espectros era desconocido
hasta que la teoría atómica asoció la
emisión de radiación por parte de los
átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a
la que éstos se encuentran del núcleo.
La teoría de los cuantos de Planck la aporto a Bohr dos ideas:
a. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades
discretas de energía (están cuantizados)
b. Sólo se emite radiacción cuando el oscilador pasa de un estado
cuantizado a otro de mayor energía.
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo
modelo atómico que se basa en tres postulados:
Primer Postulado:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir
energía
Segundo Postulado:

18. Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para
las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.
Siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el
radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico
principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.
Tercer postulado:
Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia
de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación
electromagnética.
Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía,
sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor
energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe
cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía
absorbida o emitida será:
En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas
circulares que determinan diferentes niveles de energía.
Bohr describió el átomo de hidrógeno con
un protón en el núcleo, y girando a su
alrededor un electrón.
En éste modelo los electrones giran en
órbitas circulares alrededor del núcleo;
ocupando la órbita de menor energía
posible, o sea la órbita más cercana

19. posible al núcleo.
Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre
de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores
desde 1 hasta 7 .
La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de
hidrógeno.
rn=n2a0, dónde n= 1, 2, 3, ... y a0=0.53 Å (53 pm)
La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estas
órbitas, y la energía. Por convenio, cuando el electrón está separado del núcleo
se dice que está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído por
el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa,
y su valor desciende a
RH es una constante que depende de la masa y la carga del electrón y cuyo valor
es 2.179 · 10-18 J.
Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita
más próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía permitida más baja, o el estado
fundamental. Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel
más alto (n=2,3, ...) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado
excitado. En este estado excitado el átomo no es estable y cuando el electrón
regresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada de
energía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles.

20. La energía de un fotón, bien sea absorbido o emitido, se calcula de acuerdo con
la ecuación de Planck.
Representación de las
n distancia
órbitas
1 0,53 Å
2 2,12 Å
3 4,76 Å
4 8,46 Å
5 13,22 Å
6 19,05 Å
7 25,93 Å
Nota: Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) y
equivale a 1.0 x 10-10 metros.
El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita
"absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón
necesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación).
Este modelo implicaba los siguientes postulados:
1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento
(niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados
estacionarios tenía una energía fija y definida.
2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero
cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

21. 3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita
circular alrededor del núcleo.
4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los
cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2
· 3.14.
Propiedades del Átomo de Bohr.
Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de
este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de
electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen
características similares.
Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas
subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los
electrones.
Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y
los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen
electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas
con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas
estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.
Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero
no pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo
que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta
partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del
protón (1,6748210-27kg.).
Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas
estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El
modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de
átomos mayores.
Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta
solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas

22. constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentales
sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos,
responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que
poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo
mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un
núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible
interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de uh
electrón (átomos poli electrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos
para formar enlaces químicos.

23. Modelo Atómico de
El modelo atómico de Schrödinger (1924) es
Shorödinger
un modelo cuántico no relativista. Se basa en
la solución de la ecuación de
Schrödinger para un potencial electrostático
con simetría esférica, llamado
también átomo hidrogenoide. En este modelo
los electrones se contemplaba originalmente
como una onda estacionaria de materia cuya
amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el
radio atómico.
El modelo atómico de Schrödinger concebía
originalmente los electrones como ondas de
materia. Así la ecuación se interpretaba
como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio
de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación
probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación
es compatible con los electrones concebidos como partículas cuasipuntuales
cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la
integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la
interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía
hacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de
movimiento pueden conocerse simultáneamente, por el principio de
incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no están
determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y
sudistribución de probabilidad.
El modelo atómico de Schrödinger predice adecuadamente las líneas de emisión
espectrales, tanto de átomos neutros como de átomos ionizados. El modelo
también predice adecuadamente la modificación de los niveles
energéticos cuando existe un campo magnético o eléctrico (efecto

24. Zeeman y efecto Stark respectivamente). Además, con ciertas
modificaciones semiheurísticas el modelo explica el enlace químico y la
estabilidad de las moléculas. Cuando se necesita una alta precisión en los
niveles energéticos puede emplearse un modelo similar al de Schrödinger, pero
donde el electrón es descrito mediante la ecuación relativista de Dirac en lugar
de mediante la ecuación de Schrödinger. El átomo reside en su propio eje.
Sin embargo, el nombre de "modelo atómico" de Schrödinger puede llevar a una
confusión ya que no explica la estructura completa del átomo. El modelo de
Schrödinger explica sólo la estructura electrónica del átomo y su interacción
con la estructura electrónica de otros átomos, pero no explica como es el
núcleo atómico ni su estabilidad.
Insuficiencias del modelo:
Si bien el modelo de Schrödinger describe adecuadamente la estructura
electrónica de los átomos, resulta incompleto en otros aspectos:
1. El modelo de Schrödinger en su formulación original no tiene en cuenta
el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo de
Schrödinger-Pauli.
2. El modelo de Schrödinger ignora los efectos relativistas de los
electrones rápidos, esta deficiencia es corregida por la ecuación de
Dirac que además incorpora la descripción del espín electrónico.
3. El modelo de Schrödinger si bien predice razonablemente bien los
niveles energéticos, por sí mismo no explica por qué un electrón en un
estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno
libre. Esto fue explicado por primera vez por la electrodinámica
cuántica y es un efecto de la energía del punto cero del vacío cuántico.
Cuando se considera un átomo de hidrógeno los dos primeros aspectos pueden
corregirse añadiendo términos correctivos al hamiltoniano atómico.