El documento describe la evolución del modelo atómico desde Dalton hasta la mecánica cuántica. Inicialmente, Dalton propuso que los átomos eran indivisibles y se combinaban en proporciones numéricas simples. Luego, Rutherford descubrió el núcleo atómico y que los átomos estaban compuestos principalmente de espacio vacío. Más adelante, Bohr introdujo la mecánica cuántica para explicar que los electrones solo podían tener ciertos niveles de energía alrededor del núcle

1. TEMA 2: ESTRUCTURA ATÓMICA
1. DESCUBRIMIENTOS CIENTÍFICOS QUE IMPULSARON LA TEORIA ATOMICA
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
En 1774, Antoine Lavoisier realizo un experimento calentando un recipiente de vidrio cerrado
que contenía una muestra de estaño y aire. Encontró que la masa antes del calentamiento
(recipiente de vidrio + estaño + aire) y después del calentamiento era la misma.
La ley de conservación de la masa dice que en una reacción química la masa no se crea ni se
destruye.
LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
En el periodo desde 1803 hasta 1808, Dalton, utilizo las dos leyes fundamentales de las
combinaciones químicas que acabamos de describir, como base de una teoría atómica. Su
teoría se baso en tres supuestos:
1. Cada elemento quimico se compone de partículas diminutas e indivisibles
denominadas atomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse durante una
transformación química.
2. Todos los atomos de un elemento son semejantes en masa(peso) y otraaa
propiedades, pero los atomos de un elemento son diferentes de los del resto de los
elementos.
3. En cada uno de los compuestos, los diferentes elementos se combinan en una
proporción numérica sencilla.
Si los atomos de un elemento son indestructibles, entonces los mismos atomos deben
estar presentes después de una reacción química. La masa total permanece invariable.
La teoría atómica de Dalton condujo a la ley de las proporciones multiples.
Las masas relativas características del os atomos de los diferentes elementos se conocen
como pesos atomicos.
Errores del modelo de Dalton
El descubrimiento de los rayos catódicos (electrones) refutó la idea de que los átomos eran
indivisibles. El descubrimiento de los isótopos refutó la idea de que todos los átomos de un
elemento eran iguales en masa. La idea de que los átomos se combinan en relaciones numéricas
sencillas sigue siendo válida.

2. ¿DE QUÉ ESTAN COMPUESTOS LOS ATOMOS?
Algunos objetos muestran una propiedad denominada carga eléctrica, que puede ser
positiva o negativa. Las cargas positivas y negativas se atraen entre si, mientras que dos
cargas positivas o negativas se repelen. Todos los objetos materiales están formados por
partículas cargadas. Un objeto eléctricamente neutro tiene un numero igual de partículas
cargadas positiva y negativamente y no lleva carga neta. Si el numero de cargas positivas
es mayor que el numero de cargas negativas, el objeto tiene una carga neta positiva. Si el
numero de cargas negativas excede al de las positivas, el objeto tiene una carga neta
negativa.
El descubrimiento de los electrones
El primer tubo de rayos catódicos fue construido por Michael Faraday . Al hacer pasar la
electricidad a través de tubos de vidrio sometidos al vacio, Faraday descubrió los rayos
catódicos, un tipo de radiación emitida por el polo negativo o catodo. La radiación
atravesaba el tubo evacuado hacia el polo positivo o ánodo. Posteriormente los científicos
encontraron que los rayos catódicos viajaban en línea recta y tienen propiedades que son
independientes del matarial del catodo. Los rayos catódicos producidos en el CRT son
invisibles, y solo pueden detectarse por la luz emitida por los materiales con los que
chocan. Estos materiales denominados luminiscentes se utilizan como pintura al final del
CRT de manera que pueda verse el recorrido de los rayos catódicos. Otra observación
importante sobre los rayos catódicos es que son desviados por los campos eléctricos y
magnéticos de la forma esperada para las partículas cargadas negativamente.
En 1897, J.J. Thomson establecio la relación entre la masa y la carga eléctrica (e) de los
rayos catódicos, es decir, m/e. Thomson, también concluyo que los rayos catódicos son
partículas fundamentales de materia cargadas negativamente y que se encuentran en
todos los atomos. Posteriormente a los rayos catódicos se les dio el nombre de electrones.

3. Robert Millikan, determinó la carga electrónica e mediante una serie de experimentos con
gotas de aceite. El valor de la carga electrónica aceptado actualmente, e, expresado en
culombios con cinco cifras significativas es -1,6022x10-19 C.
Los iones, atomos o meloculas cargadas, se producen por la acción de una radiación
energética como los rayos x. Algunos de estos iones llegan a unirse a pequeñas gotitas de
aceite, proporcionándoles una carga neta. La velocidad de caída de una gotita en el campo
eléctrico entre las placas del condensador aumenta o disminuye dependiendo de la
magnitud y el signo de la carga de la gota.
El descubrimiento de Rutherford
En 1909, Rutherford y su ayudante Hans Geiger, iniciaron una línea de investigación
utilizando partículas α como sondas para estudiar la estructura interna de los átomos
y lo que observaron fue lo siguiente:
· La mayor parte de las partículas α atravesaban la lámina sin desviarse.
·Algunas partículas α se desvían ligeramente.
·Unas pocas se desviaban mucho al atravesar la lámina.
· Un número semejante no atravesó la lámina sino que rebotó en la misma
dirección con la que había llegado.
Hacia 1911, Rutherford tenia una explicación a todo lo anterior. Basó su
explicación en un modelo del atomo conocido como el atomo nuclear, que tiene las
siguientes características:
1. La mayor parte de la masa y toda la carga positiva de un atomo esta centrada
en una región muy pequeña denominada nucleo. La mayor parte del atomo es
un espacio vacio.
2. La magnitud de la carga positiva es diferente para los distintos atomos y es
aproximadamente la mitad del peso atomico del elemento
3. Fuera del nucleo existen tantos electrones como unidades de carga positiva
hay en el nucleo. El atomo en su conjunto es eléctricamente neutro.

4. El descubrimiento de protones y neutrones
El átomo nuclear de Rutherford sugirió la existencia en los nucleos de los atomos, de partículas
fundamentales de la materia cargadas positivamente. El mismo Rutherford descubrió estas
partículas denominadas protones en 1919, al estudiar la dispersión de las partículas α por
atomos de nitrógeno en el aire. Los protones eran liberados como resultado de las
colisiones entre partículas α y los nucleos de los atomos de nitrógeno. Rutherford
predijo la existencia en el nucleo de partículas eléctricamente neutras. En 1932, James
Chadwick demostró la existencia de una nueva radiación penetrante que consistía en
haces de partículas neutras. Estas partículas , llamadas neutrones, procedían de los
nucleos atomos.
Errores del modelo de Rutherford
La falla del modelo de Rutherford radica en el planteamiento de que toda partícula eléctrica,
separada de su posición de equilibrio, vibra con una frecuencia determinada, originando la
emisión de una onda electromagnética. Esta vibración disminuye cuando pierde energía, hasta
quedar en reposo, por lo que la fuerza centrífuga se anula, ocasionando un choque entre el
electrón y el núcleo.

5. TEORÍA CUÁNTICA
Como en el caso de los espectros atomicos, la física clásica no podía proporcionar una completa
explicación de la emisión de luz por los solidos calientes, conocida como radiación del cuerpo
negro. La teoría clásica predice que la intensidad de la radiación emitida debería aumentar
indefinidamente, como indican las líneas discontinuas. Planck para explicar que la intensidad
no aumenta indefinidamente, hizo una propuesta revolucionaria: la energía, como la materis, es
discontinua. Esta es la diferencia esencial entre la física clásica de la época de Planck y la nueva
teoría cuántica que el propuso: la física clásica no limita la cantidad de energía que un sistema
puede tener, mientras que la teoría cuántica limita esta energía a un conjunto discreto de valores
específicos. La diferencia entre dos de las energías permitidas de un sistema también tiene un
valor específico, llamado un cuanto de energía. Esto significa que cuando la energía aumenta de
un valor permitido al siguiente, aumenta en un incremento pequeño o cuanto.
El modelo que Planck utilizo para la emisión de radiacion electromagnética fue el de un grupo
de átomos en la superficie de un objeto caliente oscilando juntos con la misma frecuencia. La
hipotesis de Planck fue que el grupo de atomos, el oscilador, debe tener una energia que se
corresponde con la ecuación.
E= nhv
donde E es la energia, n es un numero entero positivo, v es la frecuencia del oscilador y
h la constante de Plank y tiene el valor h = 6,62607 X 10-34 Js
El postulado de Planck puede enunciarse de una forma más general: la energia de un
cuanto de radiacion electromagnética es proporcional a la frecuencia de la radiacion,
cuanto mas alta es la frecuencia, mayor es la energia. Esto se resume en lo que conocemos
como la ecuación de Planck
E = hv

6. El modelo del atomo nuclear de Rutherford no indica como se ordenan
los electrones alrededor del nucleo de un atomo. De acuerdo con la fisica clasica, los
electrones estacionarios cargados negativamente deberian ser atraidos por el nucleo cargado
positivamente. Esto sugiere que los electrones en un atomo deben estar en movimiento
como los planetas en orbitas alrededor del Sol. Sin embargo, de nuevo de acuerdo
con la fisica clasica, los electrones en orbitas deberian acelerarse continuamente y deberian
radiar energia. Al perder energia, los electrones deberian acercarse al nucleo con un
movimiento en espiral hasta juntarse con el. En 1913, Niels Bohr (1885-1962) resolvio este
dilema utilizando la hipotesis cuantica de Planck. Con una mezcla interesante de teoria
clasica y cuantica, Bohr postulo que para un atomo de hidrogeno:
1,2 y 3 (*)
La teoria de Bohr predice los radios de las orbitas permitidas en un atomo de hidrogeno.
Rn= n2a0, donde n=1 ,2,3…
La teoria tambien nos permite calcular las velocidades del electron en estas orbitas,
y lo que es mas importante, la energia. Por convenio, cuando el electron esta separado
del nucleo se dice que esta en el cero de energia. Cuando un electron libre es atraido por
el nucleo y confinado en una orbita n, la energia del electron se hace negativa, y su valor
desciende a
En= -RH/n2
Podemos calcular las energias de los estados de energia permitidos, o niveles de energia, del atomo de
hidrogeno. Esta representacion se llama diagrama de niveles de energía.
Normalmente el electron en un atomo de hidrogeno se encuentra en la orbita mas proxima al nucleo
(n = 1). Esta es la energia permitida mas baja, o el estado fundamental.
Cuando el electron adquiere un cuanto de energia pasa a un nivel mas alto (n = 2, 3 ,...)
y el atomo se encuentra en un estado excitado. Cuando el electron cae desde una orbita
de numero alto a otra de numero mas bajo, se emite una cantidad determinada de energia,
que es la diferencia entre la energia de los dos niveles.
La teoría de Bohr y la espectroscopia
la teoria de Bohr proporciona un modelo para comprender los espectros de emision de los atomos.
Los espectros de emision se obtienen cuando los atomos individuales de una coleccion de atomos, ,
se excitan a los estados excitados posibles del atomo. A continuacion, los atomos se relajan a estados
de energia mas bajos emitiendo fotones de una frecuencia.
Para que tenga lugar la absorcion de un foton, la energia del foton debe coincidir exactamente
con la diferencia de energia entre los estados inicial y final.
LIMITACIONES DEL MODELO DE BOHR
Desde un punto de vista experimental, la teoria no puede explicar los espectros de emision de
los atomos e iones con mas de un electron. Ademas, la teoria no puede explicar el efecto de los
campos magneticos sobre los espectros de emision. Desde un punto de vista basico, la teoria de
Bohr es una mezcla complicada de fisica clasica y no clasica. No explica por qué los electrones
sólo pueden estar en órbitas estacionarias donde el momento angular L sea múltiplo de nh/2pi.
Enuncio el postulado solamente para que la teoria estuviera de acuerdo con el experimento.
Las orbitas circulares de la teoria de Bohr no existen en la mecanica cuantica
DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE

7. ¿Cómo están incorporados los electrones dentro de los atomos?
Thomson pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar las cargas negativas de
los electrones en un atomo neutro estaba en forma de una nube difusa. Sugirió que los
electrones, flotaban en esta nube difusa de carga positiva, semejante a una masa de
gelatina con los electrones a modo de frutas embebidos en ella. A este modelo se le dio el
nombre de budín de ciruelas.