El documento describe la evolución de las teorías atómicas desde la teoría de Dalton hasta el modelo atómico actual. La teoría de Dalton propuso que los átomos son partículas indivisibles, mientras que descubrimientos posteriores como el electrón y el protón mostraron que los átomos están compuestos de partículas subatómicas. El modelo atómico actual se basa en la mecánica cuántica y describe el comportamiento de los electrones mediante números cuánticos y probabilidades.

1. Teoría de Dalton
Después de muchos planteamientos de la constitución de la materia solo en el año 1809,
John Dalton 1766-1844 un profesor ingles de química publico una obra revolucionaria en la
cual rescataba las ideas formuladas por Demótrico y Leucipo dos mil años atrás. En su obra,
Nuevo Sistema de la filosofía química planteo la teoría sobre la naturaleza atómica de la
materia, en un intento por explicar las leyes químicas de su época.
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 entre si, en proporciones numéricas
simples.
Dalton, además, dio símbolos a algunos elementos. Así, el símbolo del nitrógeno era O, el
del carbono O y el del oxigeno O.
A continuación mencionaremos algunos modelos atómicos y las bases que se utilizaron para
su postulación.

2. 2- Modelo de Thomson
1. Al interior de los átomos
A mediados del siglo XVIII, el estadounidense Benjamin 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 el inventor de la pila que permitió utilizar
por primera vez la corriente eléctrica .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 inducción electromagnética y la conducción de la electricidad en los
gases.
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 la física y la química.

3. Hasta principios del siglo XX los hombres de ciencia siguieron admitiendo la teoría de
Dalton. Sin embargo, en esta época se realizaron numerosos descubrimientos 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 científico
ingles William Crookes, mediante dispositivos llamados tubos de descarga, que
sirvieron para el descubrimiento del electrón.

4. 2.2. Los tubos de descarga y el
descubrimiento del electrón
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 trasmitían en línea recta.
En 1897, el ingles Joseph Thomson (1856-1940) Los tubos de descarga y el 2.2.
Crookes aplico fuertes descargas eléctricas a discos metálicos conectados en los
extremos de un tubo gas enrarecido. Cuando la descarga era lo suficientemente
grande, se observaban ráfagas e imágenes luminosas en el aire que ocupaba el tubo.
Si en vez de aire había otro gas, la luz tomaba un color diferente. Si se elimina el gas
que llenaba el tubo, la luz coloreada desaparecía, a pesar de descubrimiento del
electrón
dilucido la naturaleza exacta de los rayos catódicos. Observo que los rayos catódicos
eran desviados de su trayectoria rectilínea tanto por campos eléctricos como
magnéticos. Como la luz ordinaria no es afectada por un imán, estos rayos poseían una
propiedad de 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 determinando así la

5. velocidad con que viajaban y la relación carga/ masa entre ellos.
El hecho de los electrones se pudieran observar desde el cátodo metálico del tubo de
descarga, es decir de la materia demostraba que estas partículas eran partes de los
átomos: el átomo indivisible de Dalton como teoría pasaba a la historia.

6. 2.3. Descubrimiento del protón
En 1886, Eugen Golstein (1850-19309 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.

7. 2.4. 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 ni vivenciar directamente.
El modelo atómico de Thomson plantea que el átomo es una unidad fundamental de
toda materia, que es neutra y que está formada por igual cantidad de partículas con
caga positiva y con carga negativa.

8. 3.5. 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 indivisibles como proponía
Dalton.Rutherford diseño un dispositivo mediante el cual bombardeaba laminas muy
finas de oro con las partículas alfa emitidas por materiales radioactivos. Observo 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 180 · (figura 8 ).
Basándose en estos resultados, Rutherford postulo que cada átomo tenía una zona
central densa y pequeña a la cual llamo núcleo atómico. El núcleo atómico debía ser
positivo, puesto que la partícula alfa, también positiva, eran rachadas al chocar contra
los núcleos de los átomos del metal.

9. 3.6. Inconsistencias del modelo de
Rutherford
De acuerdo con lo supuesto de la física clásica, toda partícula acelerada, como es el
caso del electro cuando gira describiendo una órbita, 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 está en contradicción
con lo que se observa en la realidad.
Por otra parte, la perdida continua de energía provocaría que los electrones tuvieran
que moverse cada vez más rápido y a distancias del núcleo cada vez más cortas, hasta
que finalmente terminaran precipitándose en el núcleo (catastróficamente). Por lo
tanto, los átomos no serian estables, mientras que la realidad es que si lo son. En
definitiva, si se aceptaran como validos los principios de física clásica, el modelo de
Rutherford debía ser desechado.

10. 3.7. Descubrimiento del neutrón
Rutherford, basándose en el conocimiento de que la partícula alfa tenía una carga de
+2 (2 protones) y una masa 4 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 masa cercana a la del protón. Años más tarde
en 1932, el ingles James Chadwick (1891-1974) comprobó al bombardear átomos de
berilios con partículas alfa de alta energía, la emisión de partículas neutras: los
neutrones

11. 3.8. Isotopos
Se llama numero atómico (2) al número de protones que tienen un átomo y numero
másico (A) al número de nucleones (protones y neutrones) que tiene un átomo.
A pesar de tener el mismo número de protones, dos átomos de un mismo elemento
pueden tener diferentes números de neutrones. De esta manera los átomos de un
elemento siempre tienen el mismo numero atómico pero pueden tener distintos
números másicos. Se llaman. Isotopos a los átomos de un mismo elemento que se
diferencian en su número másico. Un elemento químico está formado generalmente
por una mescla de isotopos.

12. 4 Modelo atómico de Bohr
En 1900, el físico alemán Max Planck revoluciono los conceptos de la época al explicar
el fenómeno de la energía radiante.
. La materia está formada por partículas (moléculas, átomos, electrones, etc.) que
oscilan emitiendo energía en forma de radiación electromagnética.
. La energía que emiten estas partículas no pueden tener cualquier valor, sino tan solo
algunos valores que son múltiplos de una cantidad discreta de energía, llamado cuanto
El valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación
emitida. Tanto 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 número entero de cuantos o “paquetes” de
energía.

13. 4.2. Modelo átomo de Bohr
En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962), basándose en hipótesis de Planck,
realizo otros experimentos para formar un nuevo modelo atómico que resolvía el
Problema de la inestabilidad del átomo de Rutherford.
En este modelo de mantener la estructura planetaria propuesta por Rutherfrd, pero se
utilizan los principios cuántico 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 estable sino tan solo un número 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 cuando saltan de una órbita a otra.
El modelo de Bohr postula, entonces, que los movimientos de los electrones está
condicionado a ciertas orbitas de energía definida. Las orbitas descritas por un electrón
o grupos de electrones tienen una determinada distancia del núcleo. Así, mientras más
lejos se encuentre un electrón del núcleo, mayor será su energía

14. 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 de conocer todo sobre el electrón durante todo el tiempo,
se emplean 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 pueden tener ningún otro.

15. 5.1. La ecuación de Schrodinger y los
números cuánticos
En 1926, el físico austriaco Erwin Schrodinger (1887-1961) describió el
comportamiento del electrón en un átomo de acuerdo con consideraciones
estadísticas. Schrodinger 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 exista una alta probabilidad de encontrar al electrón son
las zonas de alta densidad electrónica. Bajo este planeamiento, los estados de energía

16. permitidos para el electrón en el átomo, llamados orbitales, quedan descritos por
medio de cuatro números cuánticos.
La ecuación de onda tiene varias soluciones, cada una de las cuales describe 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 donde 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.

17. 5.2.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:
 Numero cuántico principal (n). Está 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 pueden tomar n están limitados a los números
naturales: 1, 2,3, etc.
 Numero cuántico 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 acostumbran
a simbolizar con letras los valores numéricos que puedes tomar el numero
cuántico 1, según:

18. Numero cuántico secundario 0 1 2 3 4
Símbolo del orbita s p d f g
El número cuántico 1 también nos informa sobre la geometría que tiene el orbital. Por
ejemplo, un orbital s es un orbital esférico, un orbital p está formado por dos lóbulos,
etc.