Historia de los modelos atómicos

Modelos atómicos

Carlos Alonso Santos Guerrero Daniela Guerrero Alvarado Brayan David Rodríguez Yañez PC1 Universidad Industrial de Santander

átomo

Historia del

Estás listo?

¡Hola! Soy Demócrito, conocido porque desarrollé la teoria atómica del universo. Te guiaré en tu viaje a través del tiempo.

1923

1925

1927

1928

1869

1905

1926

1900

1900

1864

1814

1801

1800

1911

1897

1926

1927

1932

IV

1785

1803

1858

1886

1902

1903

1904

1907

1909

1913

1916

1918

XIII-XII

Linea del tiempo

D.C

A.C

Siglo XIII-XII A.C

Mosco de Sidón ya hablaba de diminutas partículas indivisibles desde antes de la Guerra de Troya. Fue el primero en proponer la existencia de pequeñas partículas invisibles, si creemos al historiador Estrabon y al filósofo Sexto Empirico, griegos que le atribuyeron la idea. Habrían de transcurrir siglos hasta llegar a los padres reconocidos del atomismo, teoría filosófica que se fundamentaba en razonamientos lógicos y la observación del mundo pero no en la experimentación.

Mosco de Sidón

Filósofo griego presocrático del siglo V a. C. fundador del atomismo. Se trasladó a Elea, donde habría sido discípulo de Zenón y maestro de Demócrito.​Su pensamiento llegó mediante los escritos de autores como Aristóteles, Simplicio, Sexto Empírico y Diógenes Laercio. Uno de los padres del Atomismo. Puso en duda la suposición de que cualquier trozo de materia por pequeño que fuera, siempre sería divisible.

Siglo V A.C

Leucipo de Mileto

Demócrito de Abdera ​ fue un filósofo y polímata​ griego discípulo de Leucipo, fundador del atomismo y maestro de Protágoras que vivió entre los siglos V y IV a. C.​​​ Desarrolló el Atomismo como doctrina filosófica, afirmando que la realidad está constituida por átomos como por el vacío.

Siglo V A.C

Demócrito de Abdera

Epicuro fue un filósofo griego, fundador de la escuela que lleva su nombre (epicureísmo). Derivó gran parte de su física y cosmología del filósofo atomista Demócrito. Enseñó que el universo es infinito y eterno, donde toda la materia está formada por diminutas partículas invisibles llamadas átomos. Se manifestó en contra del destino, la necesidad y el recurrente sentido griego de fatalismo. La naturaleza, según Epicuro, está regida por la necesidad y el azar, entendiendo este como ausencia de causalidad debido a la desviación (parénklisis) producida por la caída de los átomos en el vacío, permitiendo así que los humanos posean libre albedrío como fundamento de la ética en un universo determinista.

Siglo IV A.C

Epicuro de Samos

Limitaciones

Conocimiento

Creador

Fue enunciada por Mijaíl Lomonósov en 1748 y demostrada unos años después por Antoine Lavoisier en 1785.

1785

Ley de conservación de la masa

El descubrimiento de los rayos infrarrojos surgió a partir de un experimento de Sir Frederick William Herschel en el que pretendía hacer pasar la luz solar por un prisma. Herschel colocó un termómetro de mercurio en el espectro obtenido por un prisma de cristal para medir el calor emitido por cada color. Así fue como descubrió que el calor era más fuerte del lado rojo del espectro y observó que allí no había luz. Los rayos infrarrojos son un tipo de radiación electromagnética y térmica, de mayor longitud de onda que la luz visible, pero menor que la de las microondas. El rango de longitudes de onda oscila entre los 0,7 hasta los 1000 micrómetros. La materia en sí emite radiación siempre que su temperatura sea superior a los 0 grados Kelvin. De acuerdo con la Ley de Wien, la longitud de onda donde un cuerpo emite el máximo de radiación es inversamente proporcional a la temperatura de éste.

1800

Radiación infrarroja

La luz ultravioleta fue descubierta por el físico alemán Johann Wilhelm Ritter en el año 1801. Durante un experimento con cloruro de plata, Ritter encontró rayos invisibles más allá del espectro del color violeta y los llamó “rayos ultravioleta”, es decir, “más allá del violeta”. Su experimento fue sencillo pero exitoso: pudo comprobar cómo la luz podía oscurecer un papel humedecido con cloruro de plata. Desde entonces, la radiación ultravioleta ha tenido diversas aplicaciones, incluyendo la medicina, la esterilización de alimentos y la estética. Además, su presencia en la luz solar ayuda a sintetizar la vitamina D en nuestra piel1. ¡Un fascinante descubrimiento que ha influido en muchos aspectos de la ciencia y la salud!

1801

Luz ultravioleta

Importante!

Creador

Teoría atómica

Fallas

Postulados

1803

Modelo A. de Dalton

Joseph von Fraunhofer, un físico alemán, desempeñó un papel crucial en el estudio de las líneas de Fraunhofer en el espectro de la luz. Estas líneas oscuras se observan en el espectro de colores y resultan de la absorción de longitudes de onda de luz específicas por parte de los elementos gaseosos. En 1814, Fraunhofer redescubrió estas líneas de forma independiente y comenzó un estudio sistemático y medición cuidadosa de la longitud de onda de estas bandas. En total, describió alrededor de 570 líneas y asignó a las bandas principales las letras de la A a la K, y a las más delgadas con otras letras. Las líneas de Fraunhofer son fundamentales en la espectroscopía y se utilizan para determinar qué gases componen el sol y otras estrellas. Al observar qué líneas de Fraunhofer se ven en la luz solar, podemos deducir de qué gases está compuesto el sol. Además, estas líneas han ayudado a determinar la estructura de los átomos.

1814

Lineas de Fraunhofer

Los rayos catódicos fueron descubiertos por William Crookes en el siglo XIX a través de experimentos con tubos de vacío. Estos rayos permitieron deducir sus propiedades y, más adelante, llevaron al descubrimiento del electrón.

Julius Plücker (16 de junio o 16 de julio de 1801 - 22 de mayo de 1868) fue un matemático y físico alemán. Contribuyó mucho al campo de la geometría analítica y fue un pionero en las investigaciones de los rayos catódicos que eventualmente dirigieron al descubrimiento del electrón.

1858-1859

Rayos catódicos

Cuando se descompone la luz blanca del sol con la ayuda de un prisma, se observa un abanico de colores. Se dice que la luz blanca posee un espectro continuo porque se pasa de un color al otro sin interrupción en la sucesión de colores. Experimentalmente, se constata que todo cuerpo (gaseoso o sólido) sometido a altas presiones y altas temperaturas, emite un espectro continuo de luz. El descubrimiento del espectro continuo contribuyó significativamente al desarrollo de los modelos atómicos al mostrar que la radiación electromagnética emitida por los átomos no era uniforme, sino que estaba compuesta por una amplia gama de longitudes de onda. Esto llevó a la formulación de modelos que explicaban la estructura interna de los átomos, como el modelo de Bohr y posteriormente el modelo cuántico, que incorporaron conceptos como niveles de energía discretos y la emisión de radiación cuantizada

1864

Espectro electromagnético continuo

La tabla periódica fue inventada en 1869 por el científico ruso Dmitri Mendeléyev, quien trabajaba en la Universidad de San Petersburgo. Este químico creó una tabla para clasificar y distribuir los elementos químicos de acuerdo a sus propiedades y particularidades. Anteriormente, otros científicos ya intentaban ordenar los elementos que conocían, pero hasta ese momento se habían descubierto muy pocos, por lo cual se contaba con poca información1. La historia de la tabla periódica tiene varios hitos importantes: Antoine Lavoisier (1789): Logró publicar una lista de 33 elementos químicos, dividiéndolos en gases, metales, no metales y tierras. Sin embargo, esta tabla fue rechazada debido a contradicciones en las propiedades físicas y químicas. Chancourtois (1862): Desarrolló una tabla periódica en forma de hélice telúrica, colocando los elementos en espiral sobre un cilindro según su peso atómico. Aunque poco conocida, fue uno de los primeros intentos de ordenamiento. Julius Lothar Meyer (1870): Diseñó otra versión de la tabla periódica basada en el número atómico, diferente a la de Mendeléyev. Ambos científicos clasificaban los elementos según este criterio. Dmitri Mendeléyev: Su tabla periódica se convirtió en la base para la actual tabla de elementos. Mendeléyev dejó espacios en blanco para elementos aún no descubiertos y predijo tendencias sobre las propiedades de los elementos faltantes. Además, ordenó los elementos por peso atómico, no por número atómico

1869

Tabla periódica

Origen y descubrimiento

Propiedades

Acerca de este

1886

Rayos canales

Experimento

Impacto

Descubrimiento

1897

Electrón

constante de Planck

La constante de Planck es una constante física que desempeña un papel central en la teoría de la mecánica cuántica. Recibe su nombre de su descubridor, el físico y matemático alemán Max Planck, uno de los padres de dicha teoría. Denotada como h, es la constante que frecuentemente se define como el cuanto elemental de acción. Planck la denominaría precisamente “cuanto de acción” (en alemán, Wirkungsquantum), debido a que la cantidad denominada acción de un proceso físico (el producto de la energía implicada y el tiempo empleado) solo podía tomar valores discretos, es decir, múltiplos enteros de h. Fue inicialmente propuesta como la constante de proporcionalidad entre la energía de un fotón y la frecuencia de su onda electromagnética asociada.

1900

Teoria de Planck

Características

Modelo

Importante!

Creador

1902-1916

Modelo A. cúbico

Modelo

Características

Creador

1903

Modelo A. saturnino

Importante!

Características

Errores

Creador

Modelo

1904

Modelo A. "pudín de pasas"

La explicación teórica completa del efecto fotoeléctrico fue proporcionada por Albert Einstein en 1905. En su artículo revolucionario titulado “Heurística de la generación y conversión de la luz”, Einstein basó su formulación de la fotoelectricidad en una extensión del trabajo sobre los cuantos de Max Planck. Einstein demostró que la energía de los fotones incidentes estaba relacionada con la energía cinética de los electrones emitidos.

1905

Efecto fotoeléctrico

1907

Propuesta atómica

Características

Fallos

Creador

Propuesta A. planetaria

Configuración experimental

Resultados

Resultado

Contexto

1909

Experimento de la lámina de oro

Los rayos gamma fueron descubiertos por el químico y físico francés Paul Ulrich Villard en el año 1900 mientras estudiaba la radiación emitida por el radio. Estos rayos gamma son una forma de radiación electromagnética compuesta por fotones. Se generan principalmente por elementos radiactivos o procesos subatómicos, como la aniquilación de un par positrón-electrón. Además, también se producen en fenómenos astrofísicos de gran violencia, como explosiones de supernovas o núcleos de galaxias activas. Los rayos gamma poseen altas energías y pueden penetrar profundamente en la materia, lo que los convierte en un tipo de radiación ionizante capaz de causar daño al núcleo de las células. Por esta razón, se utilizan en aplicaciones como la esterilización de equipos médicos y alimentos. La energía de los rayos gamma se mide en megaelectronvoltios (MeV), y un MeV corresponde a fotones gamma con longitudes de onda inferiores a 10^-11 metros o frecuencias superiores a 10^19 Hz1. En resumen, Paul Ulrich Villard fue el científico que descubrió la radiación gamma, contribuyendo significativamente a nuestra comprensión de este fenómeno electromagnético.

1900

Rayos Gamma

Limitaciones

Concepto y experimento

Postulados

Creador

1911

Modelo A. de Rutherford

Limitaciones

Concepto y experimento

Postulados

Creador

1913

Modelo A. de Bohr

Aportes y problemas

Concepto y motivación

Características

Creador

1916

Modelo A. de Sommerfeld

Experimento

Importancia

Quien lo descubrió

1918

El protón

El Principio de Aufbau, también conocido como regla de la lluvia o principio de construcción, fue formulado por el físico danés Niels Bohr. Este principio establece que, a medida que se van añadiendo protones al núcleo para construir sucesivamente cada elemento químico, los electrones también se van añadiendo sucesivamente a los orbitales atómicos de menor energía que estén disponibles. En otras palabras, Aufbau estableció que hay un orden específico según el cual se pueden ir llenando los orbitales atómicos. Este orden se basa en los niveles de energía de los orbitales y es fundamental para predecir la configuración electrónica de los elementos en la tabla periódica.

1923

Principio de construcción

El Principio de Exclusión de Pauli fue formulado por el físico austriaco Wolfgang Pauli en 1925. Este principio es uno de los fundamentos esenciales de la física cuántica. Según el Principio de Exclusión de Pauli, dos fermiones no pueden ocupar el mismo estado cuántico a la vez. En otras palabras, dos partículas idénticas de tipo fermión (como los electrones) no pueden tener todos sus números cuánticos iguales. Este principio es crucial para entender la estructura electrónica de los átomos y la formación de la tabla periódica.

1925

Principio de exclusión de Pauli

La regla de Hund es un principio empírico formulado en 1927 por el físico alemán Friedrich Hund a partir del estudio de los espectros atómicos y la distribución de elementos en la tabla periódica. Esta regla se enuncia como sigue: Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f), los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, llenando los orbitales con la multiplicidad mayor. La configuración atómica es más estable (es decir, tiene menos energía) cuanto más electrones desapareados (espines paralelos) posee. También se denomina así a la numeración lógica de la multiplicidad de Hund. En física atómica, las reglas de Hund se refieren a un conjunto de reglas simples utilizadas para determinar cuál es el estado espectroscópico fundamental del átomo estudiado. Estas reglas permiten encontrar de manera sencilla el término fundamental de espectroscopia.

1927

Regla de Hund

Gilbert Newton Lewis, un destacado científico estadounidense del siglo XX, realizó importantes contribuciones en el campo de la química y la física. Lewis acuñó el término “fotón” para describir la menor unidad de energía radiante. Aunque otros científicos habían contribuido a la comprensión de los fotones, Lewis popularizó este nombre y lo utilizó para representar gráficamente los pares de electrones solos.

1926

Término "Fotón"

Principio

Aspectos

Acerca de este

Concepto y base teórica

Creador

1926

Modelo A. cuántico-ondulatorio

Impacto

Indeterminación

Origen

Creador

1927

Principio de incertidumbre

En 1928, Fock desarrolló el método de Hartree-Fock, también conocido como método del campo autoconsistente. Este método parte de la asignación arbitraria de una función de onda razonable para cada uno de los electrones del átomo, excepto para uno. Luego, se evalúa el efecto que tanto el núcleo como el resto de los electrones tienen sobre el electrón elegido, calculando así la función de onda para este electrón mediante la ecuación de Schrödinger. Este proceso se repite para cada electrón, utilizando la función de onda mejorada del electrón anterior. La iteración continúa hasta obtener funciones de onda autoconsistentes para cada electrón, lo que proporciona una buena descripción del átomo polielectrónico.

1928

Método de Hartree Fock

Aportado por

Quien lo descubrió

1932

El neutrón

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Hasta aquí llega tu viaje a través de la historia de los modelos atómicos.

1856-1940

Joseph John Thomson

Joseph John "J.J." Thomson, fue un científico británico, descubridor del electrón, de los primeros isótopos e inventor del espectrómetro de masas. En 1906 fue galardonado con el Premio Nobel de Física. En 1897 Joseph John Thomson dirigió uno de los más bellos experimentos de física de todos los tiempos: descubrió el "electrón", la primera partícula elemental, y vio que tenía carga eléctrica y, asimismo, masa; determinó la relación de carga y masa.

Los rayos canales, también conocidos como rayos anódicos o positivos, son haces de rayos positivos constituidos por cationes atómicos o moleculares (iones con carga positiva). Estos rayos se dirigen hacia el electrodo negativo en un tubo de Crookes.

• Núcleo Central: El átomo contiene un núcleo central extremadamente pequeño y denso. La mayor parte de la masa atómica se concentra en este núcleo, que tiene carga eléctrica positiva.
• Electrones en Órbita: Los electrones, de carga eléctrica negativa, orbitan alrededor del núcleo en trayectorias circulares, similar al movimiento de los planetas alrededor del Sol.
• Espacio Vacío: Rutherford calculó que gran parte del átomo es espacio vacío, ya que la mayoría de las partículas alfa pasaban a través de la lámina de oro sin desviarse.
• Neutralidad Eléctrica: La suma de las cargas eléctricas positivas y negativas en un átomo debe ser igual para que el átomo sea eléctricamente neutro.

Jean Perrin propuso un modelo atómico que comparaba la estructura del átomo con un sistema solar. Según este modelo, los electrones se asemejaban a planetas cargados negativamente que orbitaban alrededor de un núcleo central cargado positivamente, similar al Sol en el sistema solar. En 1895, Perrin realizó experimentos que demostraron la transferencia de cargas negativas por parte de los rayos catódicos hacia la superficie donde impactaban. Esto confirmó la naturaleza eléctrica de los rayos catódicos y proporcionó indicios sobre la naturaleza eléctrica del átomo, considerándolo como la unidad más pequeña e indivisible de la materia. En 1901, Perrin sugirió que la fuerza de atracción entre las cargas negativas que rodeaban el núcleo (carga positiva) se contrarrestaba por la fuerza de la inercia. Para Perrin, el átomo era como un sistema planetario, con los planetas simulando los electrones de carga.

Funciones de Onda: Schrödinger propuso la ecuación de onda, conocida como la ecuación de Schrödinger: (H \psi = E \psi) Aquí, (\psi) representa la función de onda y (E) es la energía de enlace electrónica. Orbitales Atómicos: Un orbital atómico es la región dentro de un átomo donde un electrón puede estar con una probabilidad del 90%. Está definido por la función de onda (\psi^2).

Aunque el modelo de Bohr explicaba los espectros de emisión, no abordaba completamente la mecánica cuántica.

• El principio surgió como consecuencia de la naturaleza cuántica de las partículas.
• También reveló las limitaciones reales para medir con exactitud estos elementos subatómicos.

El Principio de Incertidumbre de Heisenberg es una teoría fundamental en la física cuántica que establece que es imposible medir simultáneamente y con precisión absoluta la posición y el momento de una partícula subatómica. Fue formulado por el físico alemán Werner Heisenberg.

La conservación de la masa es una ley de conservación aproximativa. En otros procesos no químicos, la masa total del sistema no tiene por qué conservarse estrictamente. Por ejemplo, en la fisión nuclear existe una diferencia de masa entre los productos finales y los reactivos iniciales de la fisión, eso es lo que permite proporcionar una energía dónde c es la velocidad de la luz. Por la misma razón, la energía tampoco se conserva en este tipo de reacciones. La generalización de la conservación de la masa para reacciones de altas energías se conoce cómo la equivalencia entre masa y energía.

1865-1950

Hantarō Nagaoka

Hantarō Nagaoka fue un físico japonés. Estudió en Alemania y Austria entre 1893 y 1896. En 1904 desarrolló un modelo planetario del átomo que proponía una gran esfera en cuyo centro hay una carga positiva rodeada por los electrones que la orbitan.

1875-1946

Gilbert Newton Lewis

Fisicoquímico estadounidense, famoso por su trabajo llamado "Estructura de Lewis" o "diagramas de punto". Se graduó en química en la universidad de Harvard y luego marchó a Alemania, donde permaneció durante dos años, transcurridos los cuales fue contratado por el gobierno de Filipinas. A su vuelta a los Estados Unidos comenzó a trabajar en el Instituto de Tecnología de Massachusetts y más tarde como profesor de la Universidad de California.

El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la carga en los electrones dentro del átomo. Tampoco pudo explicar la estabilidad de un átomo. La teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo. Los protones y los neutrones aún no eran descubiertos y Thomson un científico serio se basó principalmente en crear una explicación con los elementos científicamente probados en la época. Fue rápidamente descartado por los experimentos de la lámina de oro. En este experimento se demostró que debería existir algo dentro del átomo con una fuerte carga positiva y mayor masa, el núcleo.

• En 1918, el físico Ernest Rutherford descubrió los protones.
• Durante experimentos con gas de nitrógeno, Rutherford notó que sus instrumentos detectaban la presencia de núcleos de hidrógeno al disparar partículas alfa contra el gas.

• El 30 de abril de 1897, Joseph John Thomson, un físico británico, anunció la existencia de una partícula subatómica que era más pequeña que el átomo.
• Aunque muchos investigadores habían sugerido la existencia de estas partículas, Thomson fue el primero en demostrar su existencia de manera experimental.
• Llamó a esta partícula el “corpúsculo”, pero más tarde se le dio el nombre de “electrón”.

• El experimento de la lámina de oro demostró que la mayor parte del átomo es espacio vacío.
• Cambió radicalmente el modelo aceptado del átomo, llevando al desarrollo del modelo atómico de Rutherford.

• Según el modelo atómico de pudín de ciruela, todas las partículas alfa deberían haber pasado a través de la lámina de oro con poca o ninguna desviación.
• Sin embargo, Rutherford encontró que un pequeño porcentaje de partículas alfa fueron desviadas en grandes ángulos.
• Esto sugirió la existencia de un núcleo muy pequeño, denso y cargado positivamente en el centro del átomo.

Pese a sus deficiencias y su breve vida, el modelo del “pudín con pasas” representó un paso importante en el desarrollo de la teoría atómica, ya que incorporó partículas subatómicas y nuevos descubrimientos, como la existencia del electrón, e introdujo la noción del átomo como una masa no inerte y divisible. A partir de este modelo, los científicos supusieron que los átomos estaban compuestos de unidades más pequeñas, y que los átomos interactuaban entre sí a través de muchas fuerzas diferentes.

• No pudo explicar cómo las cargas positivas en el núcleo se mantenían unidas, ya que deberían repelerse.
• No abordó la estabilidad del átomo, ya que los electrones en órbita deberían perder energía y colapsar hacia el núcleo.

• El físico Ernest Rutherford y sus colaboradores Hans Geiger y Ernest Marsden llevaron a cabo este experimento pionero.
• Utilizaron partículas alfa, que son partículas cargadas positivamente y aproximadamente cuatro veces más masivas que un átomo de hidrógeno.

El átomo no es indivisible El átomo, en realidad, está conformado por muchas otras partículas subatómicas. Fueron necesarios casi cien años después de la teoría de Dalton para descubrir los electrones y los protones, con lo cual se echaba por tierra que el átomo era indivisible. Los átomos sí cambian Un átomo puede cambiar por efecto de la radiactividad. Cuando átomos inestables pierden partículas, pueden dar origen a un elemento completamente nuevo. Por ejemplo: el uranio -238 se transforma por decaimiento radiactivo en torio-234.

• La materia se constituye de partículas mínimas, indestructibles e indivisibles llamadas átomos.
• Los átomos de un mismo elemento son siempre idénticos entre sí, con la misma masa y las mismas propiedades. En cambio, los átomos de elementos diferentes tienen masas y propiedades distintas.
• Los átomos no se dividen ni pueden crearse ni destruirse durante las reacciones químicas.
• Los átomos de elementos distintos pueden combinarse para formar compuestos en diferentes proporciones y cantidades.
• Cuando se combinan para formar compuestos, los átomos se ordenan según relaciones simples, descriptas mediante números enteros.

Para Nagaoka el sistema de partículas era similar al sistema de Saturno y este consistía en:

• Un gran número de partículas de igual masa dispuestas en círculos que se repelen entre sí
• Una masa central cargada positivamente que atrae a las otras partículas cargadas negativamente, con la consecuente formación de anillos.
• Esta configuración podía explicar los fenómenos de radiactividad recientemente descubiertos, y los espectros de emisión de luz de los elementos.

El Principio de Incertidumbre revela que en el mundo subatómico, existe una indeterminación inherente. No podemos conocer con precisión tanto la posición como el momento de una partícula en un momento dado: uno de los dos debe ser indeterminado.

Antoine-Laurent de Lavoisier

(París, 1743 - id., 1794) Químico francés, padre de la química moderna. La revolución científica de los siglos XVI y XVII arrinconó muchas antiguas creencias y dejó atrás disciplinas de larguísima tradición, como la alquimia. Pero pese a las numerosas aplicaciones prácticas y a los conocimientos acumulados, en la segunda mitad del siglo XVIII la química seguía siendo un saber más empírico y especulativo que una verdadera ciencia. A menudo los investigadores se limitaban a anotar y describir cuidadosamente sus técnicas y experimentos, sin que de ello resultase la enunciación de leyes universalmente válidas que explicasen los fenómenos estudiados.

Sommerfeld desarrolló su modelo para explicar los efectos de campos electromagnéticos en el átomo de hidrógeno. Modificó el modelo de Bohr al añadir órbitas elípticas, números cuánticos adicionales y efectos relativistas.

Thomson sabía que los átomos tenían una carga total neutra. Por lo tanto, razonó que debía haber una fuente de carga positiva dentro del átomo que balanceara la carga negativa de los electrones. Esto llevó a Thomson a proponer que los átomos podían describirse como cargas negativas flotando en una sopa de carga positiva difusa, según él, el átomo era una esfera de masa positiva uniforme, en la que se encontraban insertas las cargas negativas, lo que explicaba la neutralidad eléctrica de la materia. A menudo llamamos modelo de pudín de pasas del átomo a este modelo, debido al hecho de que su descripción es muy similar a un pudín de pasas.

• Órbitas Cuantizadas: Los electrones solo pueden ocupar órbitas con niveles de energía específicos. Cada órbita se caracteriza por un número entero “n”.
• Emisión y Absorción de Energía: Cuando un electrón salta de una órbita a otra, emite o absorbe energía en forma de fotones.
• Órbita Fundamental: La órbita más cercana al núcleo (n = 1) tiene la menor energía y es la más estable.
• Transiciones entre Órbitas: Los electrones pueden saltar entre órbitas mediante cuantos de energía específicos.

El neutrón fue descubierto en 1932 por el físico británico James Chadwick. Utilizando una técnica llamada dispersión de partículas alfa, Chadwick demostró que los rayos emitidos por el berilio bombardeado con partículas alfa consistían en una partícula neutra con una masa similar a la de un protón

Leucipo de MiletoDemócrito de Abdera

Siglo V

Schrödinger desarrolló su modelo basándose en los estudios previos de De Broglie, Bohr y Sommerfeld. En este modelo, los electrones se consideran ondas de materia probabilísticas. Es decir, su comportamiento se describe mediante funciones de onda.

• No define como se da la estabilidad de las orbitas de carga negativa alrededor del átomo.
• No explica como la carga de partículas negativas se mantienen cerca del núcleo atómico. Esto se resolvería posteriormente con la ley de Maxwell.
• Este modelo presentaba ciertas limitaciones que en su momento no se pudieron explicar completamente, lo cual llevó al físico danés Niels Bohr a utilizarlo como base para proponer su propio modelo en 1913.

El modelo cuántico-ondulatorio, propuesto por Erwin Schrödinger en 1926, es una teoría fundamental en la mecánica cuántica que describe la ubicación de los electrones en órbita alrededor del núcleo de un átomo.

Algunos átomos tienen electrones no enlazantes, que se representan como pares solitarios de electrones en el símbolo de Lewis. Utiliza símbolos para representar los átomos, donde el símbolo del elemento se coloca en el centro y los electrones de valencia se representan como puntos alrededor del símbolo. Los átomos están formados por un núcleo central que contiene protones y neutrones, y los electrones se distribuyen en niveles de energía o capas electrónicas alrededor del núcleo. La capa más interna, más cercana al núcleo, puede contener hasta 2 electrones, mientras que las capas externas pueden contener más.

Rutherford basó su modelo en los resultados de su famoso “experimento de la lámina de oro”. En este experimento, disparó partículas alfa (núcleos de helio con carga positiva) hacia láminas delgadas de oro. Observó que la mayoría de las partículas alfa pasaban a través de la lámina sin desviarse significativamente, pero algunas se desviaban en ángulos inesperados. A partir de estos resultados, Rutherford postuló que el átomo tenía una carga positiva concentrada en un núcleo central y que los electrones giraban alrededor de este núcleo.

1885-1962

Niels Henrik David Bohr

Niels Henrik David Bohr fue un físico danés que contribuyó en la comprensión del átomo y la mecánica cuántica. Fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1922. Basándose en las teorías de Ernest Rutherford (átomo de Rutherford) publicó su propio modelo atómico (modelo atómico de Bohr) en 1913

• El descubrimiento del protón abrió las puertas al conocimiento en profundidad de la materia subatómica.
• Cambió radicalmente el modelo aceptado del átomo, llevando al desarrollo del modelo atómico de Rutherford.

1887-1961

Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger

Citado como Erwin Schrödinger, fue un físico y filósofo austríaco, nacionalizado irlandés, que realizó importantes contribuciones en los campos de la mecánica cuántica y la termodinámica. Recibió el Premio Nobel de Física en 1933 por haber desarrollado la ecuación de Schrödinger, compartido con Paul Dirac.​ Tras mantener una larga correspondencia con Albert Einstein propuso el experimento mental del gato de Schrödinger que mostraba las paradojas e interrogantes a los que abocaba la física cuántica.

Lewis publicó su teoría sobre el modelo de átomo cubico para poder explicar el fenómeno de la valencia atómica. A pesar de que rápidamente se abandonó en favor de modelos más desarrollados, tiene una importancia histórica gracias a su aporte en el entendimiento de los enlaces químicos. Lewis y Langmuir enunciaron la regla del octeto al observar la manera en que se combinan entre sí los elementos. Así, advirtieron que todos tienden a la configuración estructural del gas noble más cercano en la tabla periódica.

• Rutherford utilizó partículas alfa para investigar la estructura atómica.
• Al bombardear láminas de oro con partículas alfa, descubrió que la mayor parte de la masa del átomo se concentra en un núcleo central.

• Órbitas Elípticas: A diferencia del modelo de Bohr, Sommerfeld permitió órbitas tanto circulares como elípticas para los electrones.
• Número Cuántico Azimutal (l): Introdujo un nuevo número cuántico llamado azimutal, que delimita la forma de los orbitales. Toma valores desde 0 hasta n-1.

Ejemplos de órbitas según el modelo atómico de Sommerfeld:l=0: Orbitales S.l=1: Orbitales 2p o principal.l=2: Orbitales d o difuso.l=3: Orbitales f o fundamental.

• Sommerfeld aplicó el efecto Zeeman y el efecto Stark a los electrones en diferentes niveles de energía.
• Su modelo consideró que el núcleo del átomo no estaba inmóvil, sino que podía moverse en el centro del sistema.

1870-1942

Jean Baptiste Perrin

Jean Baptiste Perrin fue un químico físico francés galardonado con el Premio Nobel de Física en 1926 por sus trabajos sobre los rayos catódicos y sobre el equilibrio de sedimentación, famoso por sus investigaciones sobre el movimiento browniano, que ofrecieron la primera demostración definitiva de la existencia del átomo.

• El átomo es como un sistema solar, con los electrones de carga negativa moviéndose al rededor del núcleo de carga positiva en el centro.
• La propuesta de Perrin establece una analogía entre la estructura atómica y el sistema solar, en la cual la carga positiva concentrada desempeña el papel del Sol, mientras que los electrones que lo rodean se asemejan a los planetas.
• Al rededor del núcleo de carga positiva orbitan varias partículas con carga negativa que equilibran la energía eléctrica total.
• Las cargas negativas se encuentran de forma aleatoria.

1766-1844

John Dalton Greenup

John Dalton fue un naturalista, químico, matemático y meteorólogo británico que destacó por establecer el modelo atómico y su tabla de pesos relativos, su sistema de símbolos para representar los átomos, así como por haber descrito el daltonismo (defecto visual relativo a la percepción de los colores que padecía y que lleva su nombre).

• Dispararon partículas alfa hacia una lámina de oro extremadamente delgada.
• La lámina de oro estaba rodeada por una pantalla que permitiría la detección de las partículas desviadas.

El átomo cúbico es un método utilizado para representar la distribución de electrones en un átomo o una molécula, fue un modelo en el que los electrones se posicionaban en las ocho esquinas de un cubo en un átomo o molécula no polar. Esta teoría fue desarrollada en 1902 por Gilbert N. Lewis y publicada en 1916 en el artículo «El átomo y la molécula» y utilizada para explicar el fenómeno de valencia. Consiste en la comprensión sobre cómo trabajan los enlaces químicos a nivel molecular. Trazando la unión de dos y tres enlaces según el modelo, donde los bordes de un cubo, se unen otro cubo, asi uniendo sus cuatro rincones, y realizando una transferencia o cambio de electrones para formar un nuevo elemento. Los electrones trazan un punto y una linea que forma su estructura cubica al enlazarse a otro átomo.

Bohr desarrolló su modelo para explicar dos problemas observados en el modelo previo de Rutherford: Estabilidad de los átomos: -¿Por qué los electrones no colapsan en el núcleo debido a la emisión de energía? Espectros de emisión: -¿Por qué los átomos emiten luz solo en ciertas longitudes de onda? En su modelo, Bohr propuso que los electrones giran en órbitas circulares específicas alrededor del núcleo. Estas órbitas estables se basaron en la idea de cuantización del momento angular.

• Fue el físico alemán Eugen Goldstein quien los descubrió por primera vez en 1886.
• Observó que los tubos de descarga con el cátodo perforado también emitían luz al final del cátodo.
• Estos rayos se desplazan en la dirección contraria a los rayos catódicos.

• Principio de Incertidumbre de Heisenberg: Según este principio, no podemos conocer simultáneamente la energía y la posición exacta de un electrón.
• Espín Electrónico:

Los electrones también tienen una propiedad llamada espín (define la naturaleza de las partículas subatómicas). Pueden tener uno de dos valores posibles: espín arriba o espín abajo.Dos electrones que ocupan el mismo orbital deben tener espines opuestos.

El Modelo atómico de Dalton es el primer modelo de bases científicas respecto a la estructura fundamental de la materia, estableció que los átomos eran los bloques de construcción básicos de la materia y los representaba como esferas sólidas. Fue postulado entre 1803 y 1807 por John Dalton (1766-1844), bajo el nombre de “Teoría atómica” o “Postulados atómicos”. Este modelo propuso una explicación científicamente verosímil a la mayoría de los enigmas de la química del siglo XVIII y XIX. Postula que toda la materia del mundo está compuesta por átomos, es decir, que existe un número finito de partículas fundamentales. Además, sostiene que simplemente a partir de la combinación de estas partículas son posibles todas las estructuras complejas de la materia.

• Thomson utilizó tubos de rayos catódicos para investigar la naturaleza de los rayos emitidos por el cátodo (electrodo negativo) en un tubo de vacío.
• Demostró que estos rayos estaban compuestos por partículas con carga eléctrica negativa.
• Su experimento proporcionó evidencia sólida de la existencia de los electrones.

1871-1937

Ernest Rutherford

Ernest Rutherford, conocido también como Lord Rutherford fue un físico neozelandés. Se dedicó al estudio de las partículas radiactivas y logró clasificarlas en alfa (α), beta (β) y gamma (γ). Halló que la radiactividad iba acompañada por una desintegración de los elementos, lo que le valió para ganar el Premio Nobel de Química en 1908. Se le debe un modelo atómico, con el que probó la existencia del núcleo atómico, en el que se reúne toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo.

1868-1951

Arnold Johannes Wilhelm

Arnold Sommerfeld fue un físico alemán que introdujo la constante de la estructura fina en 1919. Además de sus aportaciones como científico en los campos de la física atómica y de la física cuántica, es destacable su labor como docente, Sommerfeld fue el último en proponer un modelo siendo director de tesis doctorales de numerosos futuros ganadores del premio Nobel tanto en física como en química.

El físico japonés Hantaro Nagaoka propuso en 1903 un modelo atómico con electrones orbitando en círculos alrededor de una gran masa central positiva. Sus investigaciones fueron publicadas en inglés en 1904. Hantaro Nagaoka fue un físico japonés que rechazó el modelo propuesto por Thomson. La razón que dio es que una carga no puede contener a otra, afirmando que las cargas eléctricas son impenetrables. Por lo tanto, los electrones no podían estar incrustados en el núcleo del átomo de carga positiva. En su lugar, Nagaoka propuso un átomo con una distribución similar a Saturno y sus anillos. Saturno representa la carga positiva del átomo, mientras que los anillos son los electrones que orbitan alrededor, separados del núcleo. Este modelo fue apodado como Modelo Saturnino. Nagaoka explicó que los electrones giraban alrededor, atados por fuerzas electrostáticas. Sin embargo, no tomó en cuenta el hecho de que los electrones se repelen cuando están cerca entre ellos, por lo que este modelo se desestimó.

• Poseen carga positiva, siendo el valor de su carga un múltiplo entero de la carga del electrón (aproximadamente 1.6 x 10^-19 C).
• Se desplazan en línea recta en ausencia de campos eléctricos y magnéticos.
• Se desvían en presencia de campos eléctricos y magnéticos, moviéndose hacia la zona negativa.
• Pueden penetrar finas capas de metales y tienen la capacidad de ionizar gases.
• Tanto la masa como la carga de las partículas que conforman los rayos canales varían según el gas encerrado en el tubo.

Antes de su descubrimiento, existía una incógnita respecto a la masa y carga de los átomos. Aunque se sabía que los electrones y protones eran parte de la estructura atómica, faltaba una partícula neutra para explicar la estabilidad del núcleo. Rutherford ya había previsto la existencia de esta partícula sin carga, pero con masa, que formara parte del núcleo de los átomos. Sin embargo, la naturaleza neutra del neutrón y las circunstancias históricas retrasaron su demostración hasta 1932.

La teoría atómica de Dalton fue el primer intento completo para describir toda la materia en términos de los átomos y sus propiedades. Dalton basó su teoría en la ley de la conservación de la masa y la ley de la composición constante. su teoría establece que todos los átomos de un elemento dado son idénticos en masa y en propiedades. su teoría establece que los compuestos son combinaciones de dos o más tipos diferentes de átomos. su teoría establece que una reacción química es un reordenamiento de átomos. Partes de su teoría tuvieron que ser modificadas con base en el descubrimiento de las partículas subatómicas y los isótopos.

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

• El Principio de Incertidumbre ha impulsado grandes innovaciones tecnológicas.
• Cambió nuestra comprensión de la física y nos mostró que hay límites fundamentales en la precisión con la que podemos medir las partículas.

El interés de Lavoisier por el tema se despertó durante sus trabajos relacionados en el alumbrado público de París. Había observado que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos materiales se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado del calentamiento, en el resultado la masa era igual que antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado masa al calcinarse era aparente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa, como era el caso del aire adentro del recipiente. Por tanto, Lavoisier demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del propuesto flogisto, una esencia relacionada con la disminución de gases en el recipiente. La experiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiesto que si se tiene en cuenta todas las sustancias que forman parte en una reacción química y todos los productos formados, la masa nunca varía. Esta es la ley de la conservación de la masa, enunciándola de la siguiente manera: «En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos».

• El descubrimiento del electrón abrió las puertas al conocimiento en profundidad de la estructura del átomo.
• Thomson ganó el Premio Nobel en 1906 por su contribución al campo de la física.