Modelos atómicos

MODELOS ATÓMICOS 1
UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL SURESTE DE
VERACRUZ
FÍSICA PARA INGENIERÍA
Modelos atómicos
• Nombre: Joana Fuentes Figueroa
• Carrera: Ingeniería química área industrial
• Grupo: 703
• Matrícula: 18190013
• Periodo: Sep-Dic 2020
Docente: Sarai Nintai Orozco Gracia

MODELOS ATÓMICOS 2
INDICE
El átomo……………………………………………………………………………………………………3
• Estructura y partes del átomo ………………………………………………………………..3
• Historia del átomo ………………………………………………………………………………4
Modelo atómico de John Dalton………………………………………………………………… 7
• Experimentos……………………………………………………………………………………..8
Modelo atómico de Gilbert N. Lewis ………………………………………………………………..9
Modelo atómico de Hantaro Nagaora ……………………………………………………………10
Modelo pudin de pasas de Joseph John Thomson ……………………………………………..12
• Modelo atómico………………………………………………………………………………..12
• Caracteristicas ………………………………………………………………………………….13
• Limitaciones y errores ………………………………………………………………………….13
• Impacto ………………………………………………………………………………………….14
• Biografía ………………………………………………………………………………………….15
Modelo atomico de Rutherford ……………………………………………………………………...16
• Evolución ………………………………………………………………………………………..17
• Modelo atómico ……………………………………………………………………………….17
• Limitaciones ……………………………………………………………………………………..18
Modelo atomico de Niels Borh ………………………………………………………………………19
• Modelo atómico ……………………………………………………………………………….20
• Principios básicos ………………………………………………………………………………21
• Consideraciones adicionales……………………………………………………………….. 21
• Limitaciones y errores …………………………………………………………………………22
Modelo Mecano-cuantico …………………………………………………………………………..27
Conclusión ………………………………………………………………………………………………27
Bibliografía ………………………………………………………………………………………………28

MODELOS ATÓMICOS 3
El átomo es una estructura en la cual se organiza la materia en el mundo físico o
en la naturaleza. Su estructura está compuesta por diferentes combinaciones de
tres subpartículas: los neutrones, los protones y los electrones. Las moléculas están
formadas por átomos.
Es la parte más pequeña de la que puede estar constituido un elemento.
Por ejemplo, imaginemos que tenemos un trozo de hierro. Lo partimos. Seguimos
teniendo dos trozos de hierro, pero más pequeños. Los volvemos a partir, otra
vez... Cada vez tendremos más trozos más pequeños. Llegará un momento en
que solo nos quedará un trozo tan pequeño que ya no se puede partir.
Si pudiéramos partirlo ya no sería hierro, sería otro elemento de la tabla periódica.
Este trozo tan pequeño es un átomo de hierro.
Definimos átomo como la partícula más pequeña en que un elemento puede ser
dividido sin perder sus propiedades químicas.
El origen de la palabra proviene del griego, que significa indivisible. En el
momento que se bautizaron estas partículas se creía que efectivamente no se
podían dividir, aunque hoy en día sabemos que están formados por partículas
aún más pequeñas.
El átomo está compuesto por tres subpartículas:
• Protones, con carga positiva.
• Neutrones, sin carga eléctrica (o carga neutra).
• Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
• El núcleo. Formado por neutrones y protones.
• La corteza. Formada únicamente por electrones.
El átomo

MODELOS ATÓMICOS 4
Los protones, neutrones y electrones son las partículas subatómicas que forman la
estructura atómica. Lo que les diferencia entre ellos es la relación que se
establecen entre ellas.
Los electrones son las partículas subatómicas más ligeras. Los protones, de carga
positiva, pesan unas 1.836 veces más que los electrones. Los neutrones, los únicos
que no tienen carga eléctrica, pesan aproximadamente lo mismo que los
protones.
Los protones y neutrones se encuentran agrupados en el núcleo atómico. Por este
motivo también se les llama nucleones. La energía que mantiene unidos los
protones y los neutrones es la energía nuclear.
Por lo tanto, el núcleo atómico, tiene una carga positiva (la de los protones) en la
que se concentra casi toda su masa.
Por otra parte, alrededor del núcleo hay un cierto número de electrones,
cargados negativamente. La carga total del núcleo (positiva) es igual a la carga
negativa de los electrones, de modo que la carga eléctrica total es neutra.
Este resumen de los modelos atómicos a lo largo de la historia es algo que me
hubiera gustado encontrar en mi época de estudiante. Por eso lo he hecho.
Empezamos este viaje de conocimiento hace miles de años, mucho antes del
atomismo de la Antigua Grecia. Y es que los pocos registros que han llegado
hasta nuestros días sugieren que Mosco de Sidón ya hablaba de diminutas
partículas indivisibles desde antes de la Guerra de Troya.
HISTORIA
DEL ÁTOMO

MODELOS ATÓMICOS 5
Mosco de Sidón.
Habrían de transcurrir siglos hasta llegar a los padres reconocidos del atomismo,
teoría filosófica que se fundamentaba en razonamientos lógicos y la observación
del mundo, pero no en la experimentación. Y, a pesar de ello, sorprende lo
mucho que se acercaron.
Casi 100 años después llegaría el turno de Epicuro. Para él, y para otros muchos
filósofos, el universo no podía ser determinista, el ser humano tenía que hacer uso
de su libre albedrío. Por ello planteó que el azar era un fenómeno inherente al
movimiento de los átomos.
Pero la filosofía occidental no fue la única que exploró estos pensamientos. Así
conocemos a Kanada, sobrenombre que significa «comedor de partículas» pues
dicen, que fue desmenuzando su comida en partes cada vez más pequeñas,
cuando se le ocurrió que debía haber un límite.
Volviendo a Grecia antes de Kanada, Empédocles también estableció que la
materia estaba formada por 4 elementos: tierra, agua, aire y fuego. Aristóteles
apoyó este pensamiento, negó el átomo y así nos pasamos 2000 años. Por suerte,
la humanidad abrazó el pensamiento científico.
Entramos en un era de ciencia experimental, donde las hipótesis se ponen a
prueba con datos extraídos de la realidad. Dalton, que conocía el
comportamiento de los gases, vio que las ideas de Demócrito encajaban con sus
estudios y presentó el primer modelo científico del átomo.
El modelo de Dalton, aún con sus problemas, significó un antes y un después.
Luego, a finales del siglo XIX, Thomson descubría el electrón abriendo la veda a
nuevas propuestas atómicas. El modelo cúbico representó un paso importante
hacia el entendimiento del enlace químico.
Fue una época emocionante, llena de descubrimientos, entre ellos, el fenómeno
de radiactividad o los espectros de emisión de luz de los elementos. Todo esto
debía encajar y el físico japonés Hantaro Nagaoka lo intentó con una propuesta
que se parecía al sistema de Saturno.
Y también lo hizo J.J. Thomson, que a raíz de sus experimentos con rayos
catódicos, da forma a su peculiar modelo años después. Por aquel entonces aun
se refería a los electrones como corpúsculos de carga de negativa.
Con cada experimento se desentrañaba más y más la realidad del átomo. Perrin
demostró que las cargas negativas de los rayos catódicos se transferían al
“exterior” del átomo y de ahí nace su modelo planetario con carga positiva
central.

MODELOS ATÓMICOS 6
Poco después Rutherford haría chocar partículas alfa contra una fina lámina de
oro. Comprobó que algunas de estas partículas se desviaban, incluso en sentido
opuesto, lo que significaba que debían estar chocando con un núcleo de carga
positiva y que el resto del átomo estaba casi vacío.
Esta visión del átomo se ha instalado en la cultura popular como una abstracción
lo bastante buena para ayudar a entender sus partes fundamentales, pero, como
veremos más adelante, insuficiente para explicar las interacciones químicas o
fenómenos de naturaleza cuántica.
Partiendo del modelo de Rutherford, Bohr dispuso los electrones en órbitas
circulares ordenadas por niveles de energía. Las limitaciones del modelo dieron
pie al desarrollo de la Mecánica Cuántica, pero por su sencillez aún se utiliza para
comprender la teoría atómica.
Continuando con el modelo de Bohr, que no alcanzaba a explicar la existencia
de electrones de un mismo nivel energético, pero con distinta energía —realidad
observada en los espectros de algunos átomos—, Sommerfeld concluyó que
debía haber subniveles dentro de un mismo nivel energético. Además, aplicó un
enfoque relativista en sus estudios puesto que los electrones pueden alcanzar
velocidades cercanas a la de la luz.
Y entonces llegó Schrödinger —sí, sí, el del gato—, y describió el comportamiento
ondulatorio del electrón, sin posición definida dentro del átomo en una zona de
probabilidad, los orbitales atómicos. Su ecuación para la función de onda es una
de las más famosas de la física.
Y no podemos olvidar a Chadwick que con sus experimentos observó energías
muy superiores de las que cabría esperar en ciertas colisiones radioactivas,
encontrando el neutrón, partícula predicha por Rutherford en 1920. El retrato del
átomo se completaba.
Al final, tantas mentes aportando piezas de este enorme rompecabezas para
llegar al modelo actual, nacido en 1928 con la ecuación de Dirac, una versión
relativista de la de Schrödinger; y con la aportación de Jordan, introduciendo el
espín (con lo que se predeciría más adelante la antimateria).
Desde entonces este modelo, que se ha ido afinando, soporta bastante bien los
embates de la realidad. Ahora sabemos que neutrones y protones están
conformados a su vez de quarks y que estos pueden interactuar con las partículas
virtuales del vacío.

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Se conoce como la Teoría atómica de Dalton o el Modelo atómico de Dalton al
primer modelo de bases científicas respecto a la estructura fundamental de la
materia. Fue postulado entre 1803 y 1807 por el naturalista, químico y matemático
británico John Dalton (1766-1844), bajo el nombre de “Teoría atómica” o
“Postulados atómicos”.
Este modelo propuso una explicación científicamente verosímil a la
mayoría de los enigmas de la química del siglo XVIII y XIX. Postula que
toda la materia del mundo está compuesta por átomos, es decir que
existe un número finito de partículas fundamentales.
Además, sostiene que simplemente a partir de la combinación de estas
partículas, son posibles todas las estructuras complejas de la materia. El
antecesor directo fueron los griegos de la antigüedad clásica
Los postulados de este modelo son:
• La materia se constituye de partículas mínimas, indestructibles e indivisibles
llamadas átomos.
• Los átomos de un mismo elemento son siempre idénticos entre sí, con la
misma masa y las mismas propiedades. En cambio, los átomos de
elementos diferentes tienen masas y propiedades distintas.
• Los átomos no se dividen, ni pueden crearse ni destruirse durante las
reacciones químicas.
• Los átomos de elementos distintos pueden juntarse para formar
compuestos en diferentes proporciones y cantidades.
Cuando se combinan para formar compuestos, los átomos se ordenan según
relaciones simples, describibles mediante números enteros.
A pesar de la obvia importancia del Modelo atómico de Dalton en el surgimiento
de la química moderna, hay que notar que esta teoría posee numerosas
insuficiencias, como se señaló posteriormente.
Por ejemplo, Dalton pensaba que los gases eran sustancias monoatómicas, y que
las moléculas se componían siempre a partir de la menor proporción posible. Esto
lo llevó a suponer que el agua estaba compuesta por un átomo de hidrógeno y
Modelo
atómico de

MODELOS ATÓMICOS 8
otro de oxígeno (HO) y a calcular erradamente el peso atómico de muchos
elementos.
Experimentos que condujeron al
descubrimiento del electrón.
Las bases de la teoría de Dalton
Dalton basó su teoría en dos leyes: la ley de la conservación de masa y la ley de
la composición constante.
La ley de la conservación de masa establece que, en un sistema cerrado, la
materia no se crea ni se destruye. Esto significa que, si tenemos una reacción
química, la cantidad de cada elemento debe ser la misma en los materiales de
partida y en los productos. ¡Usamos la ley de la conservación de masa cada vez
que balanceamos ecuaciones!
Un químico piensa en la sal de mesa como iones de sodio y cloro dispuestos en
una estructura de red cristalina.
La ley de la composición constante establece que un compuesto puro siempre
tendrá la misma proporción de los mismos elementos. Por ejemplo, la sal de mesa,
cuya fórmula química contiene la misma proporción de los elementos sodio y
cloro sin importar cuánta sal tienes o de dónde viene dicha sal. Si fuéramos a
combinar un poco de sodio metálico con cloro gaseoso —que no recomiendo
hacer en casa—, podríamos hacer más sal de mesa, que tendría la misma
composición.
Dalton hipotetizó que la ley de la conservación de masa y la ley de las
proporciones constantes podían explicarse con el concepto de átomo. Propuso
que toda la materia está hecha de pequeñas partículas indivisibles llamadas
átomos, que imaginó como "partículas sólidas, masivas, duras, impenetrables y en
movimiento".
Es importante observar que, ya que Dalton no tenía los instrumentos necesarios
para ver o experimentar con átomos individuales, no tuvo ningún indicio sobre si
estos pudieran tener estructura interna. Podemos visualizar el átomo de Dalton
como una pieza en un kit de modelado molecular, donde se representan los
diferentes elementos con esferas de distintos tamaños y colores. Mientras que este
es un modelo útil para algunas aplicaciones, ahora sabemos que los átomos
están lejos de ser esferas sólidas.
Dalton propuso que cada uno de los átomos de un elemento, como el oro, es
idéntico a cualquier otro átomo de ese elemento. También observó que los

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átomos de un elemento difieren de los átomos de los demás elementos. En la
actualidad, todavía sabemos que este hecho es verdadero en su mayor parte. Un
átomo de sodio es diferente de un átomo de carbono. Los elementos pueden
compartir similares puntos de ebullición, puntos de fusión y electronegatividades,
pero no existen dos elementos con exactamente el mismo conjunto de
propiedades.
En la tercera parte su teoría atómica, Dalton propuso que los compuestos son
combinaciones de dos o más tipos diferentes de átomos. Un ejemplo de tales
compuestos es la sal de mesa, que es una combinación de dos elementos
distintos, con propiedades físicas y químicas únicas. El primero, el sodio, es un
metal altamente reactivo; el segundo, el cloro, es un gas tóxico.
• La teoría atómica de Dalton fue el primer intento completo de describir
toda la materia en términos de los átomos y sus propiedades.
• Dalton basó su teoría en la ley de la conservación de masa y la ley de la
composición constante.
• La primera parte de su teoría establece que toda la materia está hecha de
átomos, que son indivisibles.
• La segunda parte de su teoría establece que todos los átomos de un
elemento dado son idénticos en masa y en propiedades.
• La tercera parte de su teoría establece que los compuestos son
combinaciones de dos o más diferentes clases de átomos.
• La cuarta parte de su teoría establece que una reacción química es un
reordenamiento de átomos.
• Partes de su teoría tuvieron que ser modificadas con base en la existencia
de las partículas subatómicas y los isótopos.

MODELOS ATÓMICOS 10
La teoría del átomo cúbico fue formulada por Gilbert N. Lewis, en el año 1902.
En 1916 Gilbert Newton Lewis propuso que el enlace covalente entre átomos se
produce por compartición de pares de electrones, mecanismo por el que cada
uno individualmente podría alcanzar ocho electrones en su capa más externa.
El fundamento de este principio hay que buscarlo en la denominada regla del
octeto, consecuencia del desarrollo del modelo de Bohr y del descubrimiento de
los gases nobles, sustancias de notable inercia química y ocho electrones en su
capa de valencia. Para alcanzar el octeto electrónico los átomos pueden
compartir más de un par de electrones (enlace simple), dando lugar a enlaces
múltiples.
Se denomina orden o multiplicidad de enlace al número de pares de electrones
compartidos.
Es uno de los primeros modelos atómicos descritos, y fue desarrollado para
explicar el fenómeno de los electrones de valencia.
En este modelo atómico, los electrones de valencia se encuentran ubicados en
los vértices de un hipotético cubo, que representa el átomo en cuestión.
Según Lewis, los átomos pueden obtener configuración electrónica estable por
compartición de electrones. un átomo obtiene configuración estable de gas
noble cuando posee en su última capa 8 electrones.
Los electrones no se transfieren de un átomo a otro, sino que se comparten al
formar una molécula. Cada par de electrones compartidos constituye un enlace
covalente.
El modelo de Lewis fue un paso importante en la historia de la Química para
entender el significado del átomo, pero se abandonó pronto esta teoría.
Gracias a esta teoría se conoció el concepto de "valencia de un electrón que en
el último nivel de energía pueden reaccionar a otro elemento.
Modelo cúbico de
Gilbert N. Lewis

Hantarō Nagaoka (15 de agosto de 1865 - 11 de diciembre de 1950) fue un físico
japonés.
Estudió en Alemania y Austria entre 1893 y 1896. En 1904 desarrolló un modelo
planetario del átomo (teoría saturniana) que proponía una gran esfera en cuyo
centro hay una carga positiva rodeada por los electrones que la orbitan. No
obstante, el nombre de su teoría (teoría saturniana) generó gran polémica puesto
que se creía que en realidad lo propuesto por Nagaoka era un átomo con un
núcleo gigantesco en comparación con sus átomos, cuando en realidad lo que
Nagaoka plantea con la esfera, es la gran distancia entre el núcleo y los
electrones.
Posteriormente investigó en el campo de la espectroscopia. Presidió la
Universidad de Osaka entre 1931 y 1934.
El físico japonés Hantaro Nagaoka (1865-1950) propuso en 1903 un modelo
atómico con electrones orbitando en círculos alrededor de una gran masa
central positiva. Sus investigaciones fueron publicadas en inglés en 1904.
Según Nagaoka, el sistema de partículas era similar al sistema de Saturno. Este
consistía en:
Un gran número de partículas de igual masa dispuestos en círculos que se repelen
entre sí;
Una masa central cargada positivamente que atrae a las otras partículas
cargadas negativamente, con la consecuente formación de anillos.
Esta configuración podía explicar los fenómenos de radiactividad recientemente
descubiertos, y los espectros de emisión de luz de los elementos.

JOSEPH JOHN
THOMSON.18 de
diciembre de 1856 – 27 de julio de 1844
También conocido como el modelo Pudín con pasas.
Desarrollado en 1904.
Sir Joseph John Thomson fue un científico británico que
descubrió la primera partícula subatómica, el electrón. J.J.
Thomson descubrió partículas cargadas negativamente
mediante un experimento de tubo de rayos catódicos en el
año 1897.
Como consecuencia de este descubrimiento, y
considerando que aún no se tenía evidencia del núcleo de
átomo, Thomson pensó que los electrones se encontraban inmersos en una
sustancia de carga positiva que contrarrestaba la carga negativa de los
electrones, ya que los átomos tienen carga neutral. Algo semejante a tener una
gelatina con pasas flotando adentro. Por este motivo a su modelo atómico se le
conoció como el modelo del pudín con pasas.
En este modelo, Thompson aún llamaba a los electrones corpúsculos y
consideraba que estaban dispuesto en forma no aleatoria, en anillos giratorios, sin
embargo, la parte positiva permanecía en forma indefinida.
Modelo atómico de Thomson
Este modelo creado en 1904 nunca tuvo una aceptación académica
generalizada y fue rápidamente descartado cuando en 1909 Geiger y Marsden
hicieron el experimento de la lámina de oro.

En este experimento, estos científicos, también residentes de la universidad de
Manchester y discípulos de Ernst Rutherford, hicieron pasar un haz de partículas
alfa de Helio, a través de una lámina de oro. Las partículas alfa son iones de un
elemento, o sea, núcleos sin electrones y por lo tanto con carga positiva.
El resultado fue que este haz se dispersaba al pasar por la lámina de oro, lo que
hacía concluir que debía haber un núcleo con fuerte carga positiva que
desviaba el haz. En el modelo atómico de Thomson, la carga positiva estaba
distribuida en la “gelatina” que contenía los electrones por lo que un haz de iones
debería pasar a través del átomo en ese modelo.
El descubrimiento del electrón también contravenía a una parte del modelo
atómico de Dalton que consideraba que el átomo era indivisible, lo que impulsó a
Thompson en pensar en el modelo del “pudín de ciruelas”.
Características del modelo atómico de
Thomson.
• Un átomo se asemeja a una esfera con materia de carga positiva y con
electrones (partículas cargadas negativamente) presentes dentro de la
esfera.
• La carga positiva y negativa es igual en magnitud y, por lo tanto, un átomo
no tiene carga en su conjunto y es eléctricamente neutro.
• Para tener átomos con carga neutra, los electrones deberían estar inmersos
en una sustancia con carga positiva.
Aunque no era parte explícita del modelo, este modelo no tenía núcleo atómico.
Al crear este modelo, Thomson abandonó su hipótesis anterior de “átomo
nebular” en la que los átomos estaban compuestos de vórtices inmateriales.
Como científico consumado, Thomson creó su modelo atómico en basado en las
evidencias experimentales conocidas en su tiempo.
A pesar de que el modelo atómico de Thomson era inexacto, sentó las bases
para los modelos posteriores más exitosos. Incluso, condujo a experimentos que,
pese a que demostraron su inexactitud, llevaron a nuevas conclusiones.

Limitaciones y Errores del modelo atómico
de Thomson.
El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la carga en
los electrones dentro del átomo. Tampoco pudo explicar la estabilidad de un
átomo.
La teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo.
Los protones y los neutrones aún no eran descubiertos y Thomson un científico
serio se basó principalmente en crear una explicación con los elementos
científicamente probados en la época.
Fue rápidamente descartado por los experimentos de la lámina de oro.
En este experimento se demostró que debería existir algo dentro del átomo con
una fuerte carga positiva y mayor masa, el núcleo.
Impacto del Modelo de Thomson.
Pese a sus deficiencias y su breve vida, el modelo del “Pudín con pasas”
representó un paso importante en el desarrollo de la teoría atómica ya que
incorporó partículas subatómicas y nuevos descubrimientos, como la existencia
del electrón, e introdujo la noción del átomo como una masa no inerte y divisible.
A partir de este modelo, los científicos supusieron que los átomos estaban
compuestos de unidades más pequeñas, y que los átomos interactuaban entre sí
a través de muchas fuerzas diferentes.

¿Quién fue JJ Thomson?
Sir Joseph John Thomson, nació el 18 de diciembre
de 1856 en la ciudad de Mánchester, Inglaterra. Su
madre era hija de una familia de empresarios
mientras que su padre tenía una librería, lo que le
permitió una educación temprana en escuelas
privadas.
Desde pequeño destacó y mostró interés por la ciencia y a los 14 años ingresó a
la Universidad de Manchester y tres años más tarde perdió a su padre. En 1876 se
trasladó al afamado Trinity College en Cambridge donde se graduó en 1880 y
obtuvo una maestría en 1883.
En 1890, Thomson se casó con Rose Elisabeth Paget, hija de un profesor de la
misma universidad con quien tuvo dos hijos.
En 1897 Sir Joseph Thomson descubrió los electrones y años más tarde la evidencia
de isótopos. Estos trabajos más la creación del primer espectrómetro de masas y
el estudio de la conductividad en gases le hicieron merecedor del premio Nobel
de Física en 1906.
Este prominente científico británico murió el 30 de agosto de 1940 habiendo
cambiado para siempre la física con sus contribuciones.

Teoría atómica de Rutherford. El modelo de Thomson presentaba un átomo
estático y macizo. El modelo planteado por Rutherford sugiere que la carga
positiva del átomo está concentrada en un núcleo estacionario de gran masa,
mientras que los electrones negativos se mueven en órbitas alrededor del núcleo,
ligadas por la atracción eléctrica entre cargas opuestas.
En 1911, el físico británico nacido en Nueva Zelanda
Ernest Rutherford estableció la existencia del núcleo
atómico. A partir de los datos experimentales de la
dispersión de partículas alfa por núcleos de átomos de
oro, las partículas alfa empleadas por Rutherford, muy
rápidas y con carga positiva, se desviaban con claridad
al atravesar una capa muy fina de materia.
Para explicar este efecto era necesario un modelo
atómico con un núcleo central pesado y cargado
positivamente que provocara la dispersión de las
partículas alfa. Demostrando que el anterior modelo
atómico de Thomson, con partículas positivas y negativas
uniformemente distribuidas, era insostenible.

A medida en que los científicos fueron conociendo la estructura del átomo a
través de experimentos, modificaron su modelo atómico para ajustarlos a los
datos experimentales.
El físico británico Joseph Jonh Thomson observó que los átomos tenían cargas
positivas y negativas, presentando su modelo un átomo estático y macizo, las
cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente, los
electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel
de frutas, mientras su compatriota Ernest Rutherford descubrió que la carga
positiva del átomo está concentrada en su núcleo y dedujo que el átomo debía
estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo
central cargado positivamente, este modelo era dinámico y hueco, pero de
acuerdo con las leyes de la física clásica, inestable.
El físico danés Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los
electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles u orbitas bien definidas y su
colega austriaco Edwin Schödinger descubrió que, de hecho, los electrones de un
átomo se comportan más como ondas que como partículas.
Para Ernest Rutherford, el átomo era un
sistema planetario de electrones girando
alrededor de un núcleo atómico pesado y
con carga eléctrica positiva.
El modelo atómico de Rutherford puede
resumirse de la siguiente manera:
El átomo posee un núcleo central
pequeño, con carga eléctrica positiva, que
contiene casi toda la masa del átomo.

Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas
circulares.
La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la
carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Este modelo de sistema solar propuesto por Rutherford no puede ser estable
según la teoría de Maxwell ya que, al girar, los electrones son acelerados y
deberían emitir radiación electromagnética, perder energía y como
consecuencia caer en el núcleo en un tiempo muy breve.
La explicación de cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor
del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos
y discretos son dos problemas que no se explican satisfactoriamente por este
modelo.

Niels Bohr fue un físico Danés que nació el 7 de octubre de
1885 en Copenhague, Dinamarca. Su padre era profesor en
la Universidad y su madre provenía de una familia
acomodada.
Cursó sus estudios básicos en Dinamarca e ingresó a la
universidad de Copenhague en 1903 para estudiar física
aunque también estudió astronomía y matemáticas. En
1911 obtuvo su título de doctorado.
Ese mismo año, Bohr viajó a Londres con una beca de la
Fundación Carlsberg donde la mayor parte de la
investigación sobre el átomo era hecha y ahí conoció a
importantes figuras del tema como JJ Thomson y Ernest
Rutherford.
En 1912 regresó a Dinamarca y se casó con Margrethe Norlud con quien tuvo seis
hijos, uno de los cuales es también un gran físico que ganó el premio nobel en
1975, como su padre lo había hecho años antes.
Una vez en Dinamarca y ante la poca popularidad de la física en el país, tuvo
que dar clases a alumnos de medicina lo que no gustó en lo absoluto a Bohr,
regresando a Manchester donde Rutherford le había ofrecido un puesto. Estuvo
en Londres un par de años luego del inicio de la primera guerra mundial.
En 1916 fue nombrado director física teórica de la universidad de Copenhague,
un puesto creado específicamente para el. En 1918 logró que el gobierno creara
el instituto danés de física teórica conocido ahora como el Instituto Niels Bohr que
empezó a operar en 1921 con él al frente.
En 1922 Bohr fue galardonado con el premio Nobel de Física por sus
investigaciones sobre las estructuras de los átomos y las radiaciones emitidas por
ellos.
Modelo atómico de Niels Borh

En 1924 Bohr se reunión con Heisenberg en Dinamarca y posteriormente recibió a
cientoficos como Pual Dirac y Erwin Schrödinger quienes dieron forma a la
interpretación de Copenhague de la mecánica cuántica.
Bohr murió el 18 de noviembre de 1962 en Carlsberg, Dinamarca.
Modelo Atómico de Bohr.
NIELS BOHR. 7 de octubre de 1885 – 18 de noviembre de 1962.
También llamado el modelo Rutherford-Bohr. Desarrollado en 1913.
Aunque el modelo de Rutherford fue exitoso y revolucionario, tenía algunos
conflictos con las leyes de Maxwell y con las leyes de Newton lo que implicaría
que todos los átomos fueran inestables.
En el modelo de Rutherford, lo electrones en movimiento con carga eléctrica
negativa deberían emitir radiación electromagnética de acuerdo a las leyes de
Electromagnetismo, lo que haría que esa pérdida de energía hiciera que los
electrones redujeran su órbita moviéndose en espiral hacia el centro hasta
colapsar con el núcleo. El modelo de Bohr resolvió esta problemática indicando
que los electrones orbitan alrededor del
núcleo pero en ciertas orbitas permitidas con
una energía específica proporcional a la
constante de Planck.
Estas órbitas definidas se les refirió como
capas de energía o niveles de energía. En
otras palabras, la energía de un electrón
dentro de un átomo no es continua, sino
“cuantificada”. Estos niveles están
etiquetados con el número cuántico n (n = 1,
2, 3, etc.) que según él podría determinarse
usando la fórmula de Ryberg, una regla
formulada en 1888 por el físico sueco Johannes Ryberg para describir las
longitudes de onda de las líneas espectrales de muchos elementos químicos.
Este modelo de niveles de energía, significaba que los electrones solo pueden
ganar o perder energía saltando de una órbita permitida a otra y al ocurrir esto,
absorbería o emitiría radiación electromagnética en el proceso.
El modelo de Bohr era una modificación al modelo Rutherford, por lo que las
características de un núcleo central pequeño y con la mayoría de la masa se
mantenía. De la misma forma, los electrones orbitaban alrededor del núcleo
similar a los planetas alrededor del sol aunque sus órbitas no son planas.

Principios básicos del modelo
atómico de Bohr.
Las partículas con carga positiva se encuentran en un volumen muy pequeño
comparado con el tamaño del átomo y contienen la mayor parte de la masa del
átomo.
Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededor del núcleo en
órbitas circulares.
Los electrones orbitan el núcleo en órbitas que tienen un tamaño y energía
establecidos. Por lo tanto, no existen en un estado intermedio entre las órbitas.
La energía de la órbita está relacionada con su tamaño. La energía más baja se
encuentra en la órbita más pequeña. Cuanto más lejos esté el nivel de energía
del núcleo, mayor será la energía que tiene.
Los niveles de energía tienen diferentes números de electrones. Cuanto menor
sea el nivel de energía, menor será la cantidad de electrones que contenga, por
ejemplo, el nivel 1 contiene hasta 2 electrones, el nivel 2 contiene hasta 8
electrones, y así sucesivamente.
La energía se absorbe o se emite cuando un electrón se mueve de una órbita a
otra.
Consideraciones adicionales
del Modelo atómico de Bohr.
Este modelo trataba de explicar la estabilidad de la materia que no tenían los
modelos anteriores y los espectros de emisión y absorción discretos de los gases.
El modelo de Bohr fue el primero en introducir el concepto de cuantización lo que
lo ubica como un modelo entre la mecánica clásica y la mecánica cuántica. Fue
una mejora al modelo de Rutherford pero incorporando los descubrimientos de
cuantización descubiertos por Max Planck unos años antes y las ideas de Albert
Einstein.

Pese a sus carencias, este modelo fue el precursor para la creación de la
mecánica cuántica por Schrödinger y otros científicos.
Limitaciones y Errores en el
modelo de Bohr.
El modelo no da ninguna razón por la cual los electrones se limitan únicamente a
órbitas específicas.
Asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, algo que el
Principio de Incertidumbre de Werner Heisenberg desmentiría una década más
tarde.
El modelo atómico de Bohr era capaz de modelar el comportamiento de los
electrones en átomos de hidrógeno, pero no era tan exacto cuando se trataba
de elementos con mayor cantidad de electrones.
Este modelo también tenía conflictos para explicar el efecto Zeeman. Este efecto
que se observa cuando las líneas espectrales se dividen en dos o más en
presencia de un campo magnético externo y estático.
De la misma forma, este modelo proporciona un valor incorrecto para el
momento angular orbital del estado fundamental.
Esto llevaría al modelo de Bohr a ser reemplazado por la teoría cuántica años más
tarde, como consecuencia del trabajo de Heisenberg y Schrodinger.

Resumimos aquí algunos aspectos del modelo mecano-cuántico, que se deriva
formalmente de aplicar la ecuación ecuación de Schrödinger al átomo. En su
forma más simplificada esta ecuación se puede escribir así: HΨ = EΨ, donde el
término H representa a la energía cinética y la energía potencial del sistema, Ψ es
la función de onda, y E, la energía de dicho sistema.
Para cualquier valor de la energía, E, positivo, la ecuación de Schrödinger obtiene
soluciones distintas de cero para Ψ. Esto implica que la probabilidad de que el
sistema se encuentre en ese estado (dada por Ψ2) también es distinta de cero, lo
que simplemente significa que ese sistema puede ocupar cualquier lugar del
espacio y puede tener cualquier valor de la energía (siempre que no sobrepase la
velocidad de la luz). Un sistema con energía, E, positiva es un sistema libre, no
ligado, por ejemplo, el formado por las partículas de un gas, el constituido por un
bloque de madera que se puede desplazar encima del suelo, etc.
En cambio, para cualquier valor negativo de la energía, E, la ecuación de
Schrödinger sólo obtiene soluciones distintas de cero para determinados valores
de E (Ψ es nula para el resto de los valores). Es el caso del electrón en el átomo: Su
energía potencial eléctrica (negativa) supera a su energía cinética (positiva), por
lo que la energía total, E, es negativa. La solución de la ecuación de Schrödinger
dicta entonces que el electrón sólo puede tener determinadas cantidades de
energía. Al resolverla se obtienen todos los valores discretos de la energía y se
comprueba que la función Ψ obtenida depende de cuatro parámetros,
correspondientes a los números cuánticos que se introdujeron de forma poco
rigurosa en el modelo de Bohr-Sommefield.
Modelo
mecanocuántico
Orbitales y números cuánticos

Evidentemente, en el modelo mecano-cuántico no tiene cabida el concepto de
órbita electrónica ni se puede suponer al electrón una partícula localizable. En su
lugar, el cuadrado de la función de ondas, Ψ2, indica zonas del espacio en las
que existe probabilidad de encontrar al electrón. Estas zonas reciben el nombre
de nubes electrónicas u orbitales y tienen un número limitado como
consecuencia del carácter ondulatorio del electrón. Cada capa sólo puede
tener un número entero de ondas de De Broglie, igual que es limitado el número
de ondas estacionarias que se pueden formar en una cuerda fija en sus dos
extremos.
Los orbitales presentan formas y tamaños diversos
(ver tabla), dependiendo de la atracción existente entre los
electrones y el núcleo y de la repulsión que se ejercen los
orbitales entre sí por tener cargas de igual signo. Por
ejemplo, los orbitales de tipo s (l=0), que se presentan
aislados (m=0), tienen simetría esférica centrados en el
núcleo.
En cambio, los orbitales de tipo p
(l=1), que constituyen un conjunto
de tres orbitales muy próximos (m= -
1, 0, 1), se orientan en tres
direcciones perpendiculares (x, y, z)
para reducir al mínimo la repulsión
entre ellos.
Las animaciones adjuntas (debajo) exponen un proceso de resolución de la
ecuación de ondas que conduce a la representación de algunos orbitales en el
átomo de hidrógeno (concretamente, 1s, 2s, 2px) Para cada tipo de orbital, se
van calculando valores de la probabilidad de encontrar al electrón que lo
conforma (igual al producto de la densidad de probabilidad por el cuadrado del
módulo de la función de ondas) y se representa la gráfica de dicha probabilidad
en función de la distancia al núcleo de hidrógeno. Adicionalmente, se marcan las
posiciones alrededor del núcleo en las que existe esa probabilidad de encontrar
al electrón. El conjunto de ellas conforma la nube electrónica de probabilidad
que representa al orbital.

Para usar cada una de estas animaciones, haz clic encima de la imagen. Si no lo
tienes instala Modellus 2.5 (32 bits) o Modellus 3 (64 bits)
Es importante comprender que los orbitales no existen con independencia de los
electrones. Allá donde hay uno o como máximo dos electrones atómicos (con
espines opuestos), se obtiene una zona de probabilidad de encontrar a ese
electrón o a esa pareja, cuya forma y orientación determinan los números
cuánticos, l y m.
Representación de
un átomo con sus
orbitales
El concepto de orbital implica una nueva interpretación de
los espectros atómicos que supera las dificultades que tenía
el modelo de Bohr, para el que el desnivel de energía que
produce un espectro se debía a un "salto" del electrón
entre dos órbitas. En el modelo mecano-cuántico tales
órbitas carecen de realidad, sustituyéndolas por las nubes
electrónicas de probabilidad, con formas y tamaños muy
variados. La transición del electrón entre dos estados de
energía implica un cambio en la forma y la posición de la
nube electrónica y, por tanto, la emisión o absorción de un
fotón provoca una "sacudida" del átomo haciéndole
adoptar otra forma.
Este proceso explica la diferente probabilidad de los distintos saltos electrónicos.
La probabilidad de que se produzcan es mayor cuanto mayor sea la
superposición o la interpenetración entre los orbitales inicial y final. Por eso, las
transiciones entre determinados orbitales son muy poco probables y producen
líneas espectrales muy débiles, como ocurre, por ejemplo, con la transición entre
dos orbitales, s, ambos con simetría esférica con centro en el núcleo. En cambio,
los orbitales s y p se superponen, la transición entre ellos es más probable y la línea
espectral más intensa.

La imprecisión en la energía es tanto menor cuanto mayor sea el tiempo,
Δt, durante el cual el electrón permanece en un cierto estado de energía (estado
estacionario) ΔE -> 0, pero cuanto más rápidamente varíe la energía del electrón,
mayor será la imprecisión, ΔE, que afecte a la energía y más anchas son las rayas
del espectro. A temperaturas y presiones elevadas se producen de forma
continuada numerosas transiciones de electrones, por tanto, las rayas del
espectro son más anchas e imprecisas.
Otra cuestión pendiente de explicar por el modelo de Bohr es la existencia de
direcciones privilegiadas en las uniones entre átomos, que está en el origen de la
estructura y la geometría de las moléculas y/o de las redes atómicas obtenidas.
Las distintas orientaciones de los orbitales y las formas de enlazarse orbitales
atómicos para formar orbitales moleculares están en la base de la explicación de
estos hechos.
En resumen, el modelo cuántico del átomo explica de forma más fundamentada
hechos que en el modelo de Bohr-Sommerfield habían necesitado de hipótesis
"ad hoc" y sucesivos retoques. Además, interpreta de forma satisfactoria otras
muchas cuestiones que el modelo de Bohr no pudo interpretar. Adicionalmente a
su carácter explicativo, el modelo cuántico del átomo enseguida mostró un
impresionante carácter predictivo, pudiéndose aventurar a partir del modelo
múltiples aspectos del comportamiento de los elementos (dependiendo de su
estructura atómica), sus propiedades periódicas, las sustancias que pueden
formar y sus propiedades, etc. No es una exageración decir la química moderna,
la física de materiales, incluso, la física nuclear y la física de partículas son
deudoras del éxito que supuso la aplicación pionera de la teoría cuántica al
átomo.

En líneas generales, los textos analizados mantienen un enfoque positivista de la
evolución del conocimiento científico sobre los modelos atómicos, el cual no
concuerda con el enfoque actual de la Filosofía de la Ciencia. Es decir, con
pocas excepciones, los autores de los textos resaltan los hechos experimentales y
el uso del método científico como la única vía para elaborar conocimiento
científico válido, generando una visión de la ciencia como un proceso
acumulativo (la dicotomía ley-teoría.) Otra evidencia es la abundancia de dibujos
esquemáticos de experimentos, gráficos y fórmulas matemáticas que ilustran los
textos. Se puede decir que, aun conociendo el enfoque de la nueva Filosofía de
la Ciencia, los autores de textos mantienen el núcleo firme de sus creencias o
teorías.
Finalmente se puede concluir que la incorporación de la historia y filosofía de la
ciencia, no sólo presenta los hechos históricos de una manera más fidedigna, sino
que estimula la curiosidad, interés y motivación de los estudiantes. Sin embargo,
los textos presentan la evolución de los modelos atómicos, a partir de los datos
experimentales puros (inductivismo), obviando, de acuerdo con la historia de la
ciencia, los principios heurísticos y la competencia entre programas rivales que
impulsaron la postulación de estos modelos.
CONCLUSIÓN

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• Pinterest. (03 de octubre de 2015) El átomo. Recuperado
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• Toda materia. (23 de enero de 2016). Modelo atómico de Dalton.
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ext=que%20como%20part%C3%ADculas.-
,Modelo%20At%C3%B3mico%20de%20Rutherford,y%20con%20carga%20el%
C3%A9ctrica%20positiva.&text=El%20%C3%A1tomo%20posee%20un%20n%C
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BIBLIOGRAFÍA

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