Este documento resume los principales modelos atómicos desde la antigüedad hasta el modelo cuántico moderno, incluyendo las contribuciones de Aristóteles, Demócrito, Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Lewis, y Schrödinger. Cada modelo propuso nuevas ideas sobre la estructura atómica y el comportamiento de los electrones basado en evidencia experimental emergente.

1. MODELOS
ATÓMICOS
Kevin Eduardo Guillén Sosa IN98

2. Aristóteles, en el año 450 a.C. dijo que la materia estaba compuesta por 4
elementos: Fuego, Agua, Aire, y Tierra. A su vez, a estos elementos les dio
cualidades, que son: Caliente (aire-fuego), Húmedo (agua-aire), Frio (tierra-
agua) y Seco (fuego-tierra). Así propuso un 5 elemento: la "quintaesencia"
o "éter" el cual creía que forma gran parte de los cuerpos celestes.
Modelo atómico de Aristóteles

3. Modelo atómico de Demócrito
Este filósofo griego, hizo una brillante contribución a la ciencia moderna
sembrando la semilla de la teoría atómica. Según Demócrito, el universo y
todo lo que nos rodea está compuesto de átomos con las siguientes
características:

4. 1. Éstos átomos son físicamente indivisibles.
2. Entre cada átomo hay un espacio vacío.
3. Los átomos son indestructibles.
4. Los átomos están continuamente en movimiento.
5. Hay muchos tipos de átomos.

5. Modelo atómico de Dalton
También conocido como el modelo de la bola de billar. Desarrollado en
1804.
La idea del átomo como lo presentó el filosofo griego Demócrito no tuvo
gran aceptación e incluso a muchos científicos a lo largo de los siglos les
pareció hasta ridícula. Sin embargo, en 1804, John Dalton, basado en las
ideas de los Atomistas, según algunos historiadores, presentó un modelo
atómico que finalmente tuvo resonancia en los físicos de la época.

6. Principios básicos del modelo atómico de Dalton:
1. Toda la materia está llena de átomos.
2. Los átomos son indivisibles e indestructibles.
3. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos.
4. Los átomos de diferentes elementos varían en su masa y sus
propiedades.
5. Los compuestos están formados por una combinación de dos o más
tipos diferentes de átomos.
6. Una reacción química es una reorganización de átomos.

7. Modelo atómico de Lewis
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.

8. Modelo atómico deThomson
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.
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.

9. 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.

10. Características del modelo atómico deThomson
1. Un átomo se asemeja a una esfera con materia de carga positiva y con
electrones (partículas cargadas negativamente) presentes dentro de la
esfera.
2. 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.
3. Para tener átomos con carga neutra, los electrones deberían estar
inmersos en una sustancia con carga positiva.
4. Aunque no era parte explícita del modelo, este modelo no tenía núcleo
atómico.

11. Modelo atómico de Rutherford
Rutherford, Geiger y Marsden, realizaron en 1909 un estudio conocido
como “el experimento de la hoja de oro”, el cual demostró que el modelo
del “pudín con pasas” de Thomson estaba equivocado ya que mostraron
que el átomo tenía una estructura con una fuerte carga positiva.

12. Los resultados inesperados del
experimento, hicieron concluir a
Rutherford que el átomo tenía un
centro con una fuerte carga positiva
que cuando un partícula alfa
intentaba pasar era rechazada por
esta estructura central.
Considerando la cantidad de
partículas reflejadas y las que no lo
eran, pudo determinar el tamaño de
ese núcleo comparado con la órbita
de los electrones a su alrededor y
también pudo concluir que la mayor
parte del espacio de un átomo está
vacío.

13. Modelo atómico de Bohr
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.
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.

14. 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.

15. 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.

16. Principios básicos del modelo atómico de Bohr
1. 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.
2. Los electrones con carga eléctrica
negativa, giran alrededor del núcleo en
órbitas circulares.
3. 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.
4. 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.
5. 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.
6. La energía se absorbe o se emite cuando
un electrón se mueve de una órbita a
otra.

17. Modelo atómico de Schrödinger
Esta propuesta se conoce como el modelo mecánico cuántico del átomo y
describe el comportamiento ondulatorio del electrón.
Para ello, el destacado físico austriaco se basó en la hipótesis de Broglie,
que afirmaba que cada partícula en movimiento está asociada a una onda y
puede comportarse como tal.
Schrödinger sugirió que el movimiento de los electrones en el átomo
correspondía a la dualidad onda-partícula, y por consiguiente los
electrones podrían movilizarse alrededor del núcleo como ondas
estacionarias.

18. La ecuación de Schrödinger
Schrödinger desarrolló la ecuación homónima para calcular la probabilidad
de que un electrón se encuentre en una posición específica:

19. Características del modelo atómico de
Schrödinger

20. 1. Describe el movimiento de los
electrones como ondas estacionarias.
2. Los electrones se mueven
constantemente, es decir, no tienen una
posición fija o definida dentro del
átomo.
3. Este modelo no predice la ubicación del
electrón, ni describe la ruta que toma
dentro del átomo. Sólo establece una
zona de probabilidad para localizar el
electrón.
4. Estas áreas de probabilidad se llaman
orbitales atómicos. Las órbitas
describen un movimiento de traslación
alrededor del núcleo del átomo.
5. Estos orbitales atómicos tienen
diferentes niveles y subniveles de
energía, y pueden ser definidos entre
nubes de electrones.
6. El modelo no considera la estabilidad del
núcleo, sólo se refiere a explicar la
mecánica cuántica asociada al
movimiento de los electrones dentro del
átomo.