El documento resume la evolución del modelo atómico a través de la historia, desde las ideas de los filósofos griegos antiguos hasta el modelo propuesto por Niels Bohr en el siglo XX. Comienza con las ideas de los cuatro elementos de Empédocles y el modelo atómico de Demócrito, pasando por los modelos de Dalton, Thomson, Rutherford, y finalmente explicando los postulados clave del modelo de Bohr.

1. Área de Ciencias
Química
Profesor: Leonardo Loyola A.
El átomo
Nombre Curso: Fecha:
Aunque la química es una ciencia ancestral sus fundamentos modernos se consolidaron en el siglo XIX, cuando
producto de los avances tecnológicos, los científicos pudieron separar sustancias en componentes aún más pequeños,
aclarando con ello, dudas centrales respecto al comportamiento físico y químico de algunas sustancias.
QUÍMICA ANTIGUA
Más que ciencia, la química antigua más parecía arte. La base preconcebida de sus fundamentos no explicaba en lo
absoluto los misterios de la naturaleza. El uso del fuego y el trabajo con metales era cotidiano para algunas
civilizaciones, sin embargo, no existía conciencia sobre el poder y la diversidad de usos respecto de algunos elementos
químicos.
Hacia el 600 A.C. se inició en Grecia el primer intento por responder “los problemas filosóficos naturales”.
El modelo de los 4 elementos y el enfoque atomista para explicar el origen de la materia fueron polos de discusión entre
2 escuelas filosóficas diferentes en Grecia.
Hacia el 450 A.C., el filósofo Empédocles de Sagriento conforma el conocido gráfico elemental que reúne las ideas
planteadas por Tales de Mileto, Anaxímenes y Heráclito de Efeso, pensadores claves en las ideas continuistas sobre el
origen de la materia.
Según Empédocles, toda la materia era de alguna forma un producto de la combinación de los 4 elementos. De esta
combinación se establecen los estados intermedios “caliente – frío – húmedo y seco”.
Aristóteles y Platón modifican el modelo de los 4 elementos incluyendo el éter como elemento formador del infinito.
El nacimiento de las ideas atómicas
El concepto atomista comienza con las ideas de Leucipo de Mileta (500 A.C) y Demócrito de Abdera (460 – 360 A.C).
Según ellos:
 La materia no permite subdivisión infinita. Los componentes estructurales últimos son partículas muy
diminutas imperceptibles denominadas “átomos”.
 Estos “átomos” son eternos e indestructibles.
 Las diferencias entre una sustancia y otra se justifican por la disposición, forma y tamaño de los átomos que
las conforman.

2.  Los átomos están en constante movimiento (propiedad intrínseca de cada uno de ellos). La colisión
interatómica provoca la combinación para formar sustancias.
 Los átomos se movilizan en el vacío. Éste además provoca su separación.
Esta hipótesis fue relegada al olvido por la sistemática oposición de Aristóteles, ya que postulaba que la materia era
continua y no tenía límite de división.
Sólo en 1750 la comunidad científica considera las ideas atomistas. Claves fueron las investigaciones realizadas por
John Dalton, pilar fundamental para el establecimiento de la teoría atómica.
Átomo, es la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra
“átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa “partícula
fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo
significa en griego “no divisible”. El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo
largo de los siglos, ya que, la gente se limitaba a especular sobre él.
Sin embargo, los avances científicos de este siglo han demostrado que la estructura atómica integra a partículas más
pequeñas.
Así una definición de átomo sería:
El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, ya que las partículas subatómicas
que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El átomo está formado por un
los núcleo, compuesto a su vez por protones y neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se encuentran los
electrones, en igual número que los protones.
Modelos atómicos.
1.- Modelo atómico de Dalton
Dalton en su teoría atómica (1808) dice que los átomos son minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,
iguales entre sí en cada elemento químico.
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia Los principios fundamentales de esta teoría
son:
1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un
elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades
diferentes.

3. 2.- Modelo atómico de J.J. Thomsom (1897)
Joseph John Thomsom idea un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero carente de sustento físico. El
modelo denominado “budín de pasas”, plantea un todo, donde los electrones se encuentran en un ambiente cargado
positivamente en un mismo espacio otorgándole la neutralidad eléctrica obviamente asumida, sin embargo, al poco
tiempo, sus ideas no lograron convencer a la comunidad científica y el modelo no tuvo consistencia.
Modelo atómico de E. Rutherford (1911)
Ernest Rutherford (alumno aventajado de Thomsom) idea un modelo atómico más sensato, valiéndose de un
experimento muy simple y de gran precisión. Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizo incidir un haz de
partículas α. El experimento buscaba demostrar que el átomo se componía de un cúmulo de partículas positivas
(protones) confinadas en un espacio mínimo (menos del 1% del volumen total del átomo), todo el resto del espacio era
vacío y en él se movían los electrones.
Observaciones:
1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad de que el haz de partículas
α (positivas) colisionara con él era baja.
2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas a colisionarían y no podrían atravesar
la lámina.
3. Una pantalla de sulfuro de cinc fue ubicada detrás de la lámina usada como blanco, con el fin de comprobar si
efectivamente las partículas a lograban atravesarla.
Resultados:
 Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina. El resto
prácticamente no sufrió desviación alguna.

4. Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluye que:
 La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo algunas partículas alfa son repelidas cuando
chocan con algo sólido (núcleo del átomo).
 El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa experimentan desviación al pasar cerca de
él, (cargas de igual signo se repelen).
 La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad de las partículas alfa atraviesan la lámina
sin experimentar desviación.
 El tamaño del átomo es aproximadamente 100.000 veces el tamaño del núcleo, esta gran desproporción
explica la escasa desviación que experimentan algunas partículas alfa.
 Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no interfieren en el paso de las partículas alfa,
tampoco son atrapados por el núcleo.
Además postula que el núcleo debe contener otra partícula, además de los protones, cuya influencia nuclear sólo es en la
masa, y por lo tanto, no posee carga. Más tarde, en 1932 Chadwick, descubre los NEUTRONES. El modelo atómico de
Rutherford se denominó "modelo planetario del átomo" por su semejanza con el sistema solar.
Errores en el modelo Planetario
 El modelo no aclara qué ocurre con la atracción entre el núcleo y los electrones girando a su alrededor.
 Según los físicos de la época la atracción núcleo – electrón, aceleraría a este último y lo haría caer
inapelablemente al núcleo. Conclusión, el modelo carecía de sustento físico.
Con los resultados obtenidos en el experimento de la lámina de oro, Rutherford efectivamente pudo despejar sus dudas
respecto a la ubicación de las partículas atómicas, sin embargo, el modelo no explica el movimiento de los electrones ni
sus propiedades. Tiempo más tarde, el gran Niels Bohr resuelve el problema y abre el camino a la física relativista, un
nuevo mundo asombroso que hasta el día de hoy busca respuestas.
MODELO ATÓMICO DE NIELS BOHR
Cuando Niels Bohr propone su modelo atómico, predominaban dos concepciones que dividían a la física.
Por un lado, la física clásica concebía al universo como una unión entre materia y radiación y sobre la cual calzaban
perfectamente los postulados y fórmulas de Newton.
La física de Maxwell en cambio, con su teoría electromagnética, intentaba explicar por ejemplo, que la luz era
simplemente una radiación ondulatoria de campos eléctricos y magnéticos.
Esta nueva física planteaba que el mundo atómico sólo podía explicarse mediante postulados nuevos, ya que la física
clásica contradecía su teoría con los resultados obtenidos. El Modelo de Estado Estacionario de Bohr
Según las teorías clásicas respecto al electromagnetismo, la energía de una onda sólo dependía de su amplitud. Sin
embargo, aplicada la teoría a un cuerpo, a una temperatura determinada, los resultados no eran concordantes.

5. En 1900 Max Planck intenta explicar el fenómeno y con ello da inicio a lo que se conoce como “la física cuántica”,
según ésta, un cuerpo absorbe o emite energía en forma discontinua, vale decir, en paquetes de energía o cantidades
definidas que denominó “cuantos”. Duramente criticada en su época, hoy se asume con propiedad la veracidad de esta
teoría En este escenario Niels Bohr plantea su modelo atómico (hidrogenoide) argumentando lo siguiente:
1) La energía de un electrón está cuantizada, vale decir, sólo puede tener valores específicos (niveles de energía).
2) Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones bien definidas donde no pierden ni ganan energía (estados
estacionarios); “no hay emisión ni absorción de energía mientras los electrones se mantengan en el mismo nivel”.
3) Si un electrón recibe energía puede pasar a otro nivel superior, si se devuelve al nivel de energía original, emite el
exceso en forma de onda electromagnética (luz).
4) Las orbitas donde giran los electrones son circulares.
5) En estado fundamental el electrón siempre se encontrará muy cercano al núcleo. La transición mediante la cual un
electrón gana o pierde energía se conoce como salto energético o salto cuántico. La teoría de Planck le permitió a Bohr
explicar el por qué algunos átomos emiten luz de color visible o radiaciones electromagnéticas específicas.
Errores en el modelo estacionario de Bohr
 El modelo solo logró explicar satisfactoriamente átomos hidrogenoides. Para aquellos con más de un electrón
sólo pudo predecir el número máximo por nivel (2n2
).
 El modelo planteaba que la órbita de los electrones era circular (radio fijo). Con esta presunción fue imposible
comprender los distintos estados energéticos de los electrones. El modelo atómico de Bohr constituye el último
intento de un sistema atómico usando la física clásica, y su logro parcial se debe a que introduce en el modelo
algunas condiciones propias de la física cuántica, (aplicada por vez primera a modelos atómicos).
EL MODELO MECÁNICO CUÁNTICO DE ERWIN SCHRÖDINGER
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Heisenberg complica aún más los postulados clásicos estableciendo uno de los dogmas más intrigantes de la física. Se
da cuenta de que para una partícula analizada bajo la perspectiva cuántica, el simple hecho de medir 2 de sus
propiedades al mismo tiempo conlleva a errores e imprecisiones.
Según el principio, ciertas parejas de variables físicas como la posición y la cantidad de movimiento de una partícula no
pueden calcularse simultáneamente con un 100% de exactitud, los resultados obtenidos rondan los valores medios y no
exactos.
Ejemplificando el concepto debiéramos aclarar que si el electrón fuese esta partícula en estudio y si siguiera las leyes
clásicas de la física, las incertidumbres se reducirían a cero, así que su posición y momentum serían exactos.
Lamentablemente sabemos que el electrón no responde a la física clásica así que la incertidumbre se mantiene hasta
hoy.
Ecuación de Heisenberg para la incertidumbre:
∆X * ∆(m . v) ≥ h / 4π
Donde:
X = posición de la partícula
(m v) = cantidad de movimiento (momentum)
h = constante de Planck = 6,625 x 10-23
J s
En 1924 un joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tiene propiedades del tipo
ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones se debería comportar de forma muy parecida
a un haz de luz. A partir de entonces los electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en
términos de probabilidades.
En términos sencillos, la mecánica cuántica propone calcular la probabilidad matemática de encontrar al electrón
(su posible órbita alrededor del núcleo), ante la imposibilidad que limita la exactitud. Cabe reconocer que todos los

6. objetos (independiente de su tamaño), están sujetos al principio de incertidumbre, sin embargo para dimensiones
mayores carece de interés ya que las magnitudes involucradas son significativamente mayores que el valor de la
constante de Planck, en cambio para una partícula como el electrón, sí que es relevante.
La ecuación de Schrödinger
Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, Edwin Schrödinger dedujo una ecuación fundamental,
llamada “la ecuación de onda”, que logra descifrar el comportamiento de un electrón alrededor del núcleo atómico.
Si la posición no es exacta, Schrödinger plantea las posibles ubicaciones en términos probabilísticos, así las soluciones a
las ecuaciones de onda se denominan “orbitales”
Un “orbital” es una función matemática, no un parámetro físico, tampoco se trata de una órbita ni una trayectoria
precisa. Físicamente corresponde a la zona del espacio donde posiblemente se encuentre el electrón girando.
Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos con los que es
posible construir un modelo comprensible para el átomo.
Actividades:
1.- Realiza una descripción de cada modelo atómico.
2.- Nombra los errores que presentaban cada modelo atómico.

7. objetos (independiente de su tamaño), están sujetos al principio de incertidumbre, sin embargo para dimensiones
mayores carece de interés ya que las magnitudes involucradas son significativamente mayores que el valor de la
constante de Planck, en cambio para una partícula como el electrón, sí que es relevante.
La ecuación de Schrödinger
Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, Edwin Schrödinger dedujo una ecuación fundamental,
llamada “la ecuación de onda”, que logra descifrar el comportamiento de un electrón alrededor del núcleo atómico.
Si la posición no es exacta, Schrödinger plantea las posibles ubicaciones en términos probabilísticos, así las soluciones a
las ecuaciones de onda se denominan “orbitales”
Un “orbital” es una función matemática, no un parámetro físico, tampoco se trata de una órbita ni una trayectoria
precisa. Físicamente corresponde a la zona del espacio donde posiblemente se encuentre el electrón girando.
Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos con los que es
posible construir un modelo comprensible para el átomo.
Actividades:
1.- Realiza una descripción de cada modelo atómico.
2.- Nombra los errores que presentaban cada modelo atómico.