El documento resume los principales modelos atómicos desde la teoría de Dalton hasta el modelo atómico actual. Inicia con la teoría de Dalton de 1809 que propuso que los átomos son partículas indivisibles. Luego, el modelo de Thomson de 1904 propuso que los átomos contienen electrones y el modelo de Rutherford de 1909 descubrió el núcleo atómico. Finalmente, el modelo cuántico actual basado en la ecuación de Schrödinger describe a los electrones como nubes de probabilidad alrededor del nú

1. Escuela Mixta San Clemente
Derwin Pérez
Grado 10°
Modelos atómicos
Barranquilla/Atlántico
2017

2. Teoría 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 a 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 las demás elementos. El cambio
químico consiste en la combinación, separación o reordenamiento de
átomos.
• Los átomos de distintos elementos se pueden unir entre sí, en
proporciones numéricas simples.

4. Dalton, además, dio símbolos a
algunos elementos. Así, el símbolo del
nitrógeno era Φ, el carbono ● y el del
oxígeno ○.
A continuación mencionaremos
algunos modelos atómicos y las bases
que se utilizaron para su postulación.

5. Modelo de Thomson
Al interior de los átomos.
A mediados de siglo XVIII, el estadounidense Benjamín Franklin (1706-
1790) estudió el fenómeno de la electricidad, conocido ya desde la
época de los griegos y comprobó que los rayos de las tormentas se
originan 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 inglés Michael Faraday (1791-
1867) al formular las leyes de la electrólisis, la inducción
electromagnética y la conducción de la electricidad en los gases.

6. 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.
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 inglés William Crookes, mediante
dispositivos llamados tubos de descarga, que sirvieron para el
descubrimiento del electrón.

7. Los tubos de descarga y el descubrimiento del electrón.
Crookes aplicó fuertes descargas eléctricas a discos metálicos
conectados 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 ocupaba 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.

8. Descubrimiento del electrón.
En 1897, el inglés Joseph Thomson (1856-1940) dilucidó la naturaleza
exacta de los rayos catódicos. Observó que los rayos catódicos eran
desviados de su trayectoria rectilínea tanto 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, postuló
que los rayos catódicos eran un haz de partículas negativas a las cuales
llamó 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
metálico 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 pasada a la historia.

9. Descubrimiento del protón.
En 1886, Eugen Goldstein (1850-1930) utilizó un tubo de rayos
catódicos con el cátodo perforado y observo otro tipo de rayos que
procedían del ánodo; éstos atravesaban las perforaciones del cátodo
iluminado la zona posterior de éste. A estos rayos les llamó 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.

10. Modelo de Thomson
El reconocimiento de electrones y protones como partículas
fundamentales de los átomos, permitió de Thomson proponer una
nueva teoría atómica conocida como en 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 carga positiva y con carga negativa.

11. Modelo atómico de Rutherford. Descubrimiento del núcleo
En 1909 el neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937) llevó a cabo un
experimento que demostró que los átomos no eran esferas sólidas
indivisibles como proponía Dalton. Rutherford diseñó un dispositivo
mediante el cual bombardeaba láminas muy finas de oro con las
partículas alfa emitidas por materiales radiactivos. Observó que la
mayoría de las partículas atómicas atravesaban la lámina metálica
como si ésta no existiera y sólo 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).

12. Basándose en estos resultados, Rutherford postuló que cada átomo
tenía una zona central densa y pequeña a la cual llamó 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 masa atómica, y que los electrones se
mueven en torno al núcleo, ocupando un gran espacio vacío para
formar el volumen total del núcleo(figura 9). L a carga negativa de los
electrones contrarresta la carga positiva del núcleo, por lo cual el
átomo es neutro.

13. Inconsistencias del modelo de Rutherford
De acuerdo con los supuestos de la física clásica, toda partículas
acelerada, como es el caso del electrón 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 pérdida 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 (catástrofe atómica). Por lo tanto, los
átomos no serían estables, mientras que la realidad es que sí son. En
definitiva, si se aceptaba como válidos los principios de la física clásica,
el modelo de Rutherford debía ser desechado.

14. Descubrimiento del neutrón
Rutherford, basándose en el conocimiento de que la partícula alfa
tenía una carga de +2(2 protones) y una masa veces mayor que la del
protón, y que además, la masa de los electrones era muchísimo menor
a la del protones, predijo que debían existir partículas neutras, sin
carga y con una masa cercana a la del protón. Años más tarde, en
1932, el inglés James Chadwick (1891-1974) comprobó, al bombardear
átomos de berilio con partículas alfa energía, la emisión de partículas
neutras: los neutrones.

15. Isótopos
Se llama número atómico (Z) al número de protones que tienen un
átomo y número másico (A) al número de nucleones (protones y
neutrones) que tienen un átomo.
A pensar de tener el mismo número de protones, dos átomos de un
mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones. De
esta manera, los átomos de un elemento siempre tienen el mismo
número atómico pero pueden tener distinto número másico. Se llama
isótopos a los átomos de un mismo elemento que se diferencia en su
número másico. Un elemento químico está formado generalmente por
una mezcla de isótopos.

16. 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.

17. En un informe presentado ante la Sociedad Alemana de Física,
propuso las siguientes hipótesis:
• 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 puede tener cualquier
valor, sino tan sólo 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 la energía de un cuanto como la
frecuencia se relacionan matemáticamente.
• La energía sólo 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.

18. Modelo atómico de Bohr
En 1913, el físico danés Niels Bohr
(1885-1962), basándose en las
hipótesis de Planck, realizó otros
experimentos para formular un nuevo
atómico que resolvía el problema de la
inestabilidad del átomo de Rutherford.

19. 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
órbitas que describen son estable sino tan soló un número limitado
en 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 sólo pueden ganar o perder energía cuando
saltan de una órbita a otra.
El modelo de Bohr postula, entonces, que el movimiento de los
electrones está condicionado a ciertas órbitas de energía definida. Las
órbitas descritas por un electrón o grupo de electrones tienen una
determinada distancia del núcleo. Así, mientras más lejos se
encuentran un electrón del núcleo, mayor será su energía.

20. Modelo atómico actual
El modelo atómico actual se construyen 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 emplean probabilidades para indicar su
posición, velocidad, energía, etc.
3. La energía de los electrones está cuantizada, es decir, soló pude
tener ciertos valores y no puede tener ningún otro.

21. La ecuación de Schrödinger y los números cuánticos
En 1926, el físico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961) descubrió el
comportamiento del electrón en un átomo de acuerdo con
consideraciones estadísticas.
Schrödinger consideró 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 las zonas de alta
densidad electrónica. Bajo este planteamiento, los estados de energía
permitidos para el electrón en el átomo, llamados orbitales, quedan
descritos por medio de cuatro números cuánticos.

22. 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
para 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 halar un electrón con cierta energía es elevada.

23. 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, ml 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). Esta relacionado con la energía del
electrón. Para el átomo de hidrógeno, la energía depende sólo 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.

24. • Numero cuántico secundarios (l). Designa la forma del orbital. Los
posibles valores de l dependen de n, de modo que, para cada valor
de n, el número cuántico l puede tomar todos los valores
comprendidos entre 0 y n-1. Por ejemplo, si n=4, el número l puede
tomar los valores 0, 1, 2, 3. Se acostumbra a simbolizar con letras los
valores numéricos que pueden tomar el número cuántico l, según:
Numero cuántico secundario 0 1 2 3 4
Símbolo del orbital s p d f g
El número cuántico l 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.