Este documento presenta una revisión de los principales modelos atómicos, comenzando con la teoría atómica de Dalton y continuando con los modelos de Thomson, Rutherford, Bohr y el modelo atómico actual basado en la mecánica cuántica. Explica los descubrimientos fundamentales del electrón, protón y neutrón y cómo cada nuevo hallazgo llevó al desarrollo de modelos atómicos más precisos. Finalmente, introduce la ecuación de Schrödinger y los números cuánticos como la base del modelo at

1. ESCUELA MIXTA SAN CLEMENTE
MÉTODOS ATÓMICOS
PRESENTADO POR: JOSTIN ANDRÉS BETANCUR CAÑATE
CURSO: 10
BARRANQUILLA / ATLÁNTICO
2017

2. TEORIA DE DALTON
Después de muchos planteamientos acerca de la
constitución de la materia, sólo en el año 1809, John
Dalton (1766-1844), un profesor inglés de química,
publicó una obra revolucionaria en la cual rescataba las
ideas formuladas por Demócrito y Leucipo dos mil años
atrás. En su obra, Nuevo sistema de la filosofía química,
planteó la teoría sobre la naturaleza atómica de la
materia, en un intento por explicar las leyes químicas de
su época.

3. La teoría de Dalton se conoce como la primera teoría atómica y
comprende tres postulados:
 Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e
indivisibles llamadas átomos.
 Los átomos de un mismo elemento tienen pesos y propiedades
iguales, pero son diferentes de los átomos de los demás elementos. El
cambio químico consiste en la combinación, separación o
reordenamiento de átomos.
 Los átomos de distintos elementos se pueden unir si, en proporciones
numéricas simples.
Dalton, además, dio símbolos a algunos elementos. Así, el símbolo del
nitrógeno era Φ, el del carbono ● y el del oxigeno ○.
A continuación mencionaremos algunos modelos atómicos y las bases
que se utilizaron para su postulación.

4. MODELO DE THOMSON
Al interior de los átomos
A mediados del siglo XVIII, el estadounidense Benjamín Franklin
(1706-1790) estudio el fenómeno de la electricidad, conocido ya
desde la época de los griegos y comprobó que los rayos de las
tormentas se originaban por descargas eléctricas en el aire. Más
tarde, con los trabajos del físico italiano Alessandro Volta(1745-
1827)estos conocimientos se incrementaron. Volta fue inventor de
la pila que permitió utilizar por primera vez la corriente eléctricas. A
principios del siglo pasado, el trabajo de Volta fue ampliado por el
ingles Michael Faraday (1791-1867) al formular las leyes de la
electrolisis, la introducción electromagnética y la conducción de la
electricidad en los gases.

5. Durante muchos años, las teorías de la estructura de la materia y de
la electricidad se desarrollaron independientemente, pero los
experimentos de Davy y Faraday hicieron pensar que existían claras
relaciones entre física y la química.
Hasta principios del siglo XX los hombres de ciencia siguieron
admitiendo la teoría de Dalton. Sin embargo, en esta época se
realizaron numerosos descubrimiento que hicieron necesario el
desarrollo de nuevas teorías atómicas.
Los primeros experimentos realizados con gases sometidos a bajas
presiones y a una diferencia de potencial de algunos miles de voltios
, fueron realizados por el científicos ingles William Crookes, mediante
dispositivos llamados tubos de descarga, que sirvieron para el
descubrimiento del electrón.

6. LOS TUBOS DE DESCARGA Y EL
DESCUBRIMIENTO
Crookes aplicó fuertes descargas eléctricas a discos metálicos en los
extremos de un tubo con gas enrarecido. Cuando la descarga era lo
suficientemente grande, se observaban ráfagas e imágenes luminosas en
el aire que ocupaban el tubo. Si en vez de aire había otro gas, la luz
tomaba un color diferente. Si se eliminaba el gas que llenaba el tubo, la
luz coloreada desaparecía, a pesar de que la corriente eléctrica seguía
produciendo rayos invisibles.
Estos rayos recibieron el nombre de rayos catódicos porque siempre iban
del electrodo negativo (cátodo) al electrodo positivo (ánodo). Además
estos rayos siempre se transmitían en línea recta.

7. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
En 1897, el ingles Joseph Thomson (1856-1940) dilucidó la naturaleza
exacta de los rayos catódicos. Observó que los rayos catódicos eran
desviados de su trayectoria rectilínea tanto por campos eléctricos como
magnéticos. Como la luz ordinaria no se afectada por un imán, estos
rayos poseían una propiedad d la materia y no de la luz. Así, postulo que
los rayos catódicos eran un haz de partículas negativas a las cuales llamo
electrones. Thomson hizo pasar estos rayos a través de campos
eléctricos y magnéticos, determinado así la velocidad con la que viajaban
la relación carga/masa entre ellos.
El hecho de que los electrones se pudieran obtener desde el cátodo
metálicos del tubo de descarga, es decir, de la materia, demostrada que
estas partículas eran parte de los átomos: el átomo indivisible de Dalton
como teoría pasaba a la historia.

8. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
En 1886, Eugen Goldstein (1850-1930) utilizo un tubo de rayos catódicos
con el cátodo perforado y observo otro tipo de rayos que procedían del
ánodo; estos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la
zona posterior de este. A estos rayos les llamo rayos canales: tenían las
propiedades de desviarse por campos eléctricos y magnéticos, su carga
era positiva y su relación carga/masa era mucho menor que el valor
obtenido para la de los electrones y dependía del gas que tuviera el tubo.
Mas tarde, se comprobó que los rayos canales eran partículas positivas y
que su masa dependía del gas encerrado dentro del tubo.

9. MODELO DE THOMSON
El reconocimiento de electrones y protones como partículas
fundamentales de los átomos, permitió a Thomson proponer una nueva
teoría atómica conocida como el modelo atómico de Thomson.
Recordemos que, en ciencias, un modelo corresponde a la imagen
mental o a la representación física que simula algún fenómeno que no
podemos ver si vivencia directamente.
El modelo atómico de Thomson plantea que el átomo es una unidad
fundamental de toda materia, que es neutra y que esta formada por igual
cantidad de partículas con carga positiva y con carga negativa.

10. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD.
DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO
En 1909 el neozelandés ERNEST RUTHERFORD (1871-1937) llevo a
cabo un experimento que demostró que los átomos no eran esferas
solidas individuales como proponía DALTON. RUTHERFORD diseño un
dispositivo mediante el cual bombardeaba laminas muy finas de oro con
las partículas alfa emitidas por materiales radiactivos. Observo que la
mayoría de las partículas atómicas atravesaba la lamina metálica como si
esta no existiera y solo unas pocas chocaban con el metal y rebotaban. La
magnitud de estas desviaciones no era la misma para todas las partículas
y unas pocas eran fuertemente repelidas y su trayectoria se invertía en
180º (figura 8).

11. Basándose en esto resultados, Rutherford postulo que cada átomo tenia
una zona central densa y pequeña a la cual llamo núcleo atómico. El
núcleo atómico debía ser positivo, puesto que las partículas alfa, también
positivas eran rechazadas al chocar contra los núcleos de los átomos de
metal.
De esta manera, el modelo atómico que postulo Rutherford deja claro que
los átomos tienen un núcleo central cargado positivamente y en él se
reúne la mayor parte de la mas atómica, y que los electrones se mueven
en torno al núcleo ( figura 9). La carga negativa de los electrones
contrarresta la carga positiva del núcleo, por lo cual el átomo es neutro.

12. INCONSISTENCIAS DEL MODELO DE
RUTHERFORD
De acuerdo con los supuestos de la física clásica, toda partícula
acelerada, como e el caso de electrón cuando gira describiendo una
orbita, emite energía en forma de radiación electromagnética. En
consecuencia, el electrón perdería energía de forma continua y daría
lugar a espectros de emisión continuos, lo cual esta en contradicción con
lo que se observa en realidad.
Por otra parte, la perdida continua de energía provocaría que los
electrones tuvieran que moverse cada vez mas rápido y a distancias del
núcleo cada vez mas cortas, hasta que finalmente terminaran
precipitándose en el núcleo (catástrofe atómica). Por lo tanto, los átomos
no serian estables, mientras que la realidad es que si lo son. En definitiva,
si se aceptaban como validos los principios de la física clásica, el modelo
de Rutherford debía se desechado.

13. DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN
Rutherford, basándose en el conocimiento de que la partícula alfa tenia
una carga de +2 (2 protones) y una mas 4 veces mayor que la del protón,
y que además, la masa de los electrones era muchísimo menor a la de
los protones, predijo que debían existir partículas neutras, sin carga y con
una asa cercana a la del protón. Años mas tarde, en 1932, el ingles
James Chadwick( 1891-1974) comprobó, al bombardear átomos de berilio
con partículas alfa de alta energía, la emisión de partículas neutras: los
neutrones.

14. ISÓTOPOS
Se llama números atómicos (z) al numero de protones que tiene un átomo
y numero másico (A) al numero de nucleones (protones y neutrones) que
tiene un átomo.
A pesar de tener un mismo numero de protones, dos átomos de un mismo
elemento puede tener diferentes números de neutrones. De esta manera,
los átomos de un elemento siempre tienen el mismo numero atómico pero
pueden tener distintos números másico. Se llama isotopos a los átomos
de un mismo elemento que se diferencian en su mismo numero másico.
Un elemento químico esta formado generalmente por una mezcla de
isotopos.

15. MODELO ATÓMICO DE BOHR
LA HIPÓTESIS DE PLANCK
En 1900, el físico alemán Max Planck revoluciono los conceptos de la época al
explicar el fenómeno de la energía radiante.
En un informe presentado ante la Sociedad Alemana de Física, propuso las
siguientes hipótesis:
 La materia esta formada por partículas (moléculas, átomos, electrones,
etc.)que oscilan, emitiendo energía en forma de radiación electromagnética.
 La energía que emiten estas partículas no puede tener cualquier valor, sino
tan solo algunos valores que son múltiplos de una cantidad discreta de
energía, llamada cuanto.
 El valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la
radiación emitida. Tanto la energía de un cuanto como la frecuencia se
relacionan matemáticamente.
 La energía solo puede absorberse o emitirse en cuantos completos; es decir,
la energía total emitida o absorbida será igual al numero entero de cuantos o
“paquetes” de energía.

16. MODELO ATÓMICO DE BOHR
En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962), basándose en las hipótesis de Planck, realizo
otros experimentos para formular un nuevo modelo atómico que resolvía el problema de la
inestabilidad del átomo de Rutherford.
En este modelo se mantiene la estructura planetaria propuesta por Rutherford, pero se utilizan
los principios cuánticos sobre la emisión de energía, introduciendo una serie de condiciones
sobre el comportamiento del electrón:
 Aunque los electrones giran alrededor del núcleo, no todas las orbitas que describen son
estables sino tan solo un numero limitado de ellas. Es decir, el electrón no puede moverse a
cualquier distancia del núcleo, sino a distancias determinadas.
 Cuando un electrón se encuentra en un nivel estable, no emite energía. Los electrones solo
pueden ganar o perder energía cunado saltan de una orbita a otra.
El modelo de Bohr postula, entonces, que el movimiento de los electrones esta condicionado a
ciertas orbitas de energía definida. Las orbitas descritas por un electrón o grupo de electrones
tienen una determinada distancia del núcleo. Así, mientras mas lejos se encuentre un electrón
del núcleo, mayor será su energía.

17. MODELO ATÓMICO ACTUAL
El modelo atómico actual se construye bajo los siguientes supuestos:
1. Todo electrón en movimiento lleva asociada una onda. El
comportamiento del electrón se describe mediante una ecuación
llamada ecuación de onda.
2. Puesto que no es posible conocer todo sobre el electrón durante todo
el tiempo , se emplea probabilidades para indicar su posición,
velocidad, energía, etc.
3. La energía de los electrones esta cuantizada, es decir, solo puede
tener ciertos valores y no puede tener ningún otro.

18. LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER Y LOS
NUMERO CUÁNTICOS
En 1926, el físico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961) describió el
comportamiento del electrón de un átomo de acuerdo con
consideraciones estadísticas.
Schrödinger considero que la trayectoria definida del electrón, según
Bohr, debe sustituirse por la probabilidad de hallarlo en una zona del
espacio atómico; esta probabilidad es también la densidad electrónica o
nube de carga electrónica, de modo que las regiones donde existen una
alta probabilidad de encontrar al electrón son la zonas de alta densidad
electrónicas. Bajo este planteamiento, los estados de energía permitidos
para el electrón en el átomo, llamados orbitales, quedan descritos por
medio de cuatro números cuánticos.

19. La ecuación de onda tiene varias soluciones, cada una de las cuales
describen una posible situación del electrón en una región determinada
del átomo y con cierta energía. Las distintas soluciones de la ecuación se
obtienen introduciendo los números cuánticos, cuyos valores varían en la
misma. Estas soluciones pueden representarse gráficamente por ser
funciones matemáticas. Las graficas delimitan una región del espacio en
torno al núcleo, donde la probabilidad de encontrar un electrón es
elevada. Tradicionalmente se llama orbital a cada una de estas zonas.
Así, un orbital es una región del átomo donde la probabilidad de hallar un
electrón con cierta energía es elevada.

20. LOS NÚMEROS CUÁNTICOS
Para describir las características de un electrón situado en un determinado orbital
se necesitan cuatro números cuánticos, que se representan mediante las letras n,
l, m1 y ms. El significado físico de estos números, así como los valores que pueden
tomar, se describen de la siguiente manera:
 Números cuánticos principal (n). Esta relacionado con la energía del electrón.
Para el átomo de hidrogeno, la energía depende solo de n. si n aumenta, la
distancia del electrón al núcleo y la energía que esta partícula posee, también
se incrementan. Los valores que puede tomar n están limitados a los números
naturales: 1, 2, 3, etc.
 Números cuánticos secundario (1). Designa la forma del orbital. Los posibles
valores de 1 dependen de n , de modo que, para cada valor de n, el numero
cuántico 1 puede tomar todos los valores comprendidos entre 0 y n -1. Por
ejemplo, si n =4, el numero 1 puede tomar los valores 0, 1, 2 y 3. se
acostumbra a simbolizar con letras los valores numéricos que puede tomar el
numero cuántico 1, según:
Números cuánticos secundario 0 1 2 3 4
Símbolo del orbital s p d f g

21. El numero cuántico 1 también nos informa sobre la geometría que tiene el
orbital. Por ejemplo, un orbital s es un orbital esférico, un orbital p esta
formado por dos lóbulos, etc.

22. FIN