El documento describe la evolución del modelo atómico a través de la historia. 1) El modelo de Dalton propuso que los átomos son indivisibles y se combinan en proporciones definidas, pero no explicaba nuevos descubrimientos. 2) El modelo de Thomson propuso que los átomos contenían electrones dispersos en una nube positiva, explicando la formación de iones. 3) El modelo de Rutherford introdujo el núcleo atómico con carga positiva y electrones en órbitas alrededor, pero era inestable según la

1. Un tubo de rayos Catódicos es un tubo provisto de dos electrodos, uno positivo
(ánodo) y otro negativo (cátodo). En su interior se encierra un gas a baja presión
para favorecer la conducción. cuando se cierra el circuito (con muy alta tensión)
se produce el paso de la corriente eléctrica a través del gas desprendiendo
"rayos" del cátodo que se dirigen al ánodo.
Si se coloca un objeto en la trayectoria de los rayos catódicos, se proyectará una
sombra en la pantalla opuesta al cátodo, esta sombra indica en forma indicutible
que los electrones viajan desde el Cátodo al Ánodo, osea, de menos a mas.

2. Cuando los rayos catódicos chocan con un pequeño molinte, lo hacen girar... con
lo que se demuestraque además de carga tienen masa.
Para confirmar la carga del electrón expusimos los rayos catódicos a un campo
magnético y observamos como este se desviaba dependiendo del polo que le
acercabamos al mismo.

3. ANTECEDENTES HISTORICOS
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. El concepto de átomo como
unidad fundamental e indivisible de la materia fue formulado por los griegos hace unos 2500 años.
Sin embargo este concepto era netamente filosófico y no existía evidencia que sustentara esta
afirmación.
A mediados del S. XVII la hipótesis atómica se convierte en teoría científica, cuando R. Boyle
introduce el concepto de elemento químico.
A finales del S. XVIII, la ley empirica de las proporciones definidas en combinaciones químicas de
Berzelius evidencia la existencia de átomos.
ALGUNOS MODELOS ATOMICOS
MODELO ATÓMICO DE DALTON

4. En
1808, John Dalton, propone el primer modelo atómico con bases científicas.
• La materia está constituida por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son
indivisibles y no se pueden destruir.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades
propias.
• Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
• Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y
formar más de un compuesto.
Estudios posteriores, como los de M. Faraday en 1833, demostraban la existencia de partículas
con carga eléctrica en sus experimentos de electrolisis. En 1859, se estudio el paso de corriente
eléctrica a través de gases. Los rayos catódicos, demostraban la existencia de partículas de carga
negativa.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON

5. El modelo de Dalton
era insuficiente para
explicar estos
fenómenos. Es por
eso que en 1898, J.J
Thomson propone un
modelo para la
distribución de los
electrones en el
átomo. Propuso que el
átomo se componía
de dos partes, una
negativa y una
positiva. La parte
negativa estaba
constituida por
electrones, los cuales
se encontraban según
este modelo inmersos
en una masa de carga
positiva a manera de
pasas en un pastel.
Una nube positiva que
contenía las pequeñas
partículas negativas (los
electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la
carga positiva. Si el átomo perdía un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba un
electron, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones. Pero no
daba explicación a otro tipo de fenómenos.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
El modelo atómico de Rutherford en la comprensión de la materia. Pues introduce la idea
de un núcleo central en el que se concentraría toda la carga positiva del átomo y casi toda
la masa, y en torno a el y a cierta distancia se encontrarían los electrones girando
alrededor del núcleo en órbitas. Estas orbitas no estaban definidas, por lo que el átomo no
tendría tampoco forma ni tamaño definido.
El modelo daba explicación satisfactoria a los resultados de sus experimentos con la
lámina de oro.
Sin embargo modelo tiene una dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que
predice que una partícula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en
órbita, emitiría radiación electromagnética, perdiendo energía. Cuando toda la energía del
átomo se hubiera radiado, vendría la caída de los electrones sobre el núcleo. Se trata, por
tanto de un modelo físicamente inestable,
desde el punto de vista de la física clásica.

6. MODELO ATÓMICO DE BOHR
En 1913, Niels Bohr que trabajaba con Rutherford se encontraba buscando una explicación
del porque el modelo atómico de Rutherford fallaba desde el punto de vista clásico, cuando
leyó la teoría de Planck para la radiación del cuerpo negro.
El segundo postulado de Planck decía “ un oscilador solo emite energía cuando pasa de un
estado de mayor energía a otro de menor energía” y consideraba la frecuencia de
movimiento circular del electrón alrededor del núcleo análoga a la frecuencia del oscilador
de Planck, por lo que se podría solucionar el problema.
El átomo solo emite radiación electromagnética cuando los electrones pasan de un nivel de
mayor energía a uno de menor energía.

7. Entonces, basado en el modelo
atómico de Rutherford, Bohr
formuló para su modelo atómico del
átomo de hidrogeno una serie de
postulados.
1. El átomo de hidrógeno se
compone de un núcleo
constituido por una carga
+Ze y un electrón ligado a el
por fuerzas electrostáticas.
2. Existe un conjunto de
estados energéticos (estados
estacionarios) cuantizados
en los que se mueve el
electrón sin emitir radiación
electromagnética. En ellos la
energía es constante.
3. Los electrones pueden saltar
de un nivel electrónico a otro
sin pasar por estados intermedios. Lo que implica la emisión o absorción de un
único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía
entre ambas órbitas. Si se absorbe la energía suficiente el electrón se libera(efecto
fotoelectrico)
4. IV. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento
angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación
con n(número cuántico
principal) = 1,2,3.....
Para el valor mínimo 1 corresponde un radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm (radio
de Bohr).