El documento describe la evolución del modelo atómico a través de la historia, comenzando con la idea de átomo en la antigua Grecia y progresando a través de los modelos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr. Explica las características clave de cada modelo y cómo cada uno contribuyó al entendimiento moderno de la estructura atómica.

2. EL ATOMO EN LA ANTOIGUEDAD
CARACTERISTICAS DEL ATOMO.
LA ESTRUCTURA ATOMICA
HISTORIA DE LA TEORIA ATOMICA
EVOLUCION DEL MODELO ATOMICO
MODELO DE DALTON
MODELO DE THOMSO
MODELO DE RUTHERFORD
MODELO DE BOHR

3. Dentro de la filosofía de la antigua Grecia, la palabra átomo se
empleaba para referirse a la parte más pequeña de materia y
era considerada indestructible. Ya entonces, Demócrito (460-
370 a.C.) entendía que todas las sustancias existentes son
diferentes porque están constituidas por diversos tipos de
unidades diminutas.
El conocimiento de su tamaño y su naturaleza avanzó muy
lentamente a lo largo de los siglos. Hoy sabemos que el átomo
se corresponde con la partícula de menor tamaño de un
elemento químico, que posee unas características propias y se
puede combinar con otros.

4. Durante un tiempo, los científicos investigaron el
tamaño y la masa del átomo, pero sin instrumentos y
técnicas apropiadas. Más tarde se diseñaron
experimentos para determinar estas características.
Así se descubrió que algunos átomos de un elemento
presentan distinta masa, aunque mantienen idéntico
número atómico (isótopos).
El tamaño y la masa de un átomo son muy pequeños:
como ejemplo comparativo, una gota de agua contiene
más de 1.000 trillones de átomos.

5. El núcleo del átomo es su parte central. Tiene carga positiva, y en
él se concentra casi toda la masa del mismo. Sin embargo, ocupa una
fracción muy pequeña del volumen del átomo: su radio es unas diez mil
veces más pequeño. El núcleo está formado por protones y neutrones.
Alrededor del núcleo se encuentran los electrones, partículas de
carga negativa y masa muy pequeña comparada con la de los protones
y neutrones: un 0,05% aproximadamente.
Los electrones se encuentran alrededor del núcleo, ligados por
la fuerza electromagnética que éste ejerce sobre ellos, y ocupando la
mayor parte del tamaño del átomo, en la llamada nube de electrones.

6. EL NUCLEO ATOMICO:
El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser
de dos clases:
o PROTONES: una partícula con carga eléctrica positiva igual a una carga
elemental, y una masa de 1,67262 × 10–27 kg.
o NEUTRONES: partículas carentes de carga eléctrica, y con una masa un poco
mayor que la del protón (1,67493 × 10–27 kg)

7. La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número
másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del
símbolo químico. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del
hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 4 (4He).
Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente
número másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres
isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y
el tritio (3H). Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y
pueden ser diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas.
Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son
los isótonos, que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros
son átomos que tienen el mismo número másico.
Debido a que los protones tienen cargas positivas se deberían repeler entre sí,
sin embargo, el núcleo del átomo mantiene su cohesión debido a la existencia
de otra fuerza de mayor magnitud, aunque de menor alcance conocida como
la interacción nuclear fuerte.

8. El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los
filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el
concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica
que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia
no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o
bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas
creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.
El siguiente avance significativo se realizó hasta en 1773 el químico
francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: La materia no se
crea ni se destruye, simplemente se transforma."; demostrado más tarde por
los experimentos del químico inglés John Dalton quien en1804, luego de medir
la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las
sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada
elemento, pero diferentes de un elemento a otro.

9. La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha
variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la
física y la química.
Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los
fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña
histórica.
El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las sustancias se
combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.
Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de
sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una
cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.

10.  En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica
del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría
combinatoria realmente simple.
 El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química,
fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en
1808 por John Dalton.

11. Después del descubrimiento del electrón, en el año
1897 por J.J. Thomson, se determinó que la
materia estaba compuesta por dos partes, una
negativa y una positiva. La parte negativa eran los
recién descubiertos electrones, los cuales
mantenían inmersos en una “masa” de carga
positiva, de allí que a este modelo se le conoce
como el “pudin de pasas”.
De este modelo se puede explicar:
o La existencia de los espectros atómicos.
o Algunos fenómenos como la conductividad y la polarización eléctrica.
o Las reacciones químicas bajo el supuesto de intercambio de electrones.
o La periodicidad observada en las propiedades químicas de los compuestos.
o La existencia de iones.

12. Este modelo se agradece al experimento de Rutherford, por medio
del cual el señor Ernest Rutherford en el año 1911 dice que el
átomo tiene una parte p ositiva, el núcleo, el cual poseía los
Protones (cargas positivas) y Neutrones (Cargas Neutras), llamado
Núcleo, el cual contiene toda la masa del átomo, y los electrones
giraban alrededor de este núcleo en orbitas circulares y elípticas.
De este modelo atómico se puede concluir que:
 Todos los núcleos de los átomos de un
elemento dado tienen la misma carga eléctrica.
 La carga nuclear es un múltiplo entero de
valor de la carga del electrón.
 La carga nuclear de un átomo es igual al
número atómico químico, el cual determina su
posición en la tabla periódica.

13. En el año de 1913 el físico inglés N. Bohr se buscaba una explicación razonable
para la cual el modelo de Rutherford presentaba errores teniendo en cuenta la
física clásica.
Fue en el momento en el que leyó el segundo postulado de Planck para la radiación
de un cuerpo negro la cual enuncia “un oscilador solo emite energía cuando pasa
de un estado de mayor energía a otro de menor energía” y creyó que la
frecuencia del movimiento circular del electrón alrededor del núcleo era análoga
a la frecuencia del oscilador de Planck.
Concluyo que “El átomo sólo emite radiación electromagnética cuando uno de sus
electrones pasa de un estado de mayor energía a uno de menor energía”. De esto
saco los siguientes postulados.

14.  El átomo de hidrógeno está constituido
por un núcleo con carga +, y un electrón
ligado a él mediante fuerzas electrostáticas.
 Existe, para el átomo, un conjunto
discreto de estados energéticos en los
cuales el electrón puede moverse sin emitir
la radiación electromagnética. Estos estados
se denominan estados estacionarios y en
ellos la energía es constante.
 En los estados estacionarios el momento
angular del electrón (L) es igual a un múltiplo
entero n de la constante de Planck h dividida
por 2π:
Donde n= 1, 2, 3… es el número cuántico principal.
Así, el electrón solamente puede ubicarse en ciertas órbitas cuyos radios están
determinados por la condición anterior.